Elektronegativitāte. Ķīmisko elementu oksidācijas stāvoklis un valence

Ķīmiskā reakcija ir process, kurā izejvielas tiek pārveidotas reakcijas produktos. Vielas, kas iegūtas pēc reakcijas beigām, sauc par produktiem. Tie var atšķirties no oriģinālajiem pēc struktūras, sastāva vai abiem.

Saskaņā ar sastāva izmaiņām izšķir šādus ķīmisko reakciju veidus:

• ar sastāva maiņu (tādi ir vairākums);
• nemainot sastāvu (vienas alotropās modifikācijas izomerizācija un pārvēršana citā).

Ja reakcijas rezultātā vielas sastāvs nemainās, tad obligāti mainās tās struktūra, piemēram: Grafīta dimants

Ļaujiet mums sīkāk apsvērt ķīmisko reakciju klasifikāciju, kas notiek, mainoties sastāvam.

I. Pēc vielu skaita un sastāva

Saliktās reakcijas

Šādu ķīmisko procesu rezultātā no vairākām vielām veidojas viena viela: A + B + ... = C

Var savienot:

• vienkāršas vielas: 2Na + S = Na2S;
• vienkāršs ar kompleksu: 2SO2 + O2 = 2SO3;
• divi kompleksie: CaO + H2O = Ca (OH) 2.
• vairāk nekā divas vielas: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3

Sadalīšanās reakcijas

Viena viela šādās reakcijās sadalās vairākās citās: A = B + C + ...

Produkti šajā gadījumā var būt:

• vienkāršas vielas: 2NaCl = 2Na + Cl2
• vienkāršs un sarežģīts: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
• divi kompleksie: CaCO3 = CaO + CO2
• vairāk nekā divi produkti: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Aizvietošanas reakcijas

Tādas reakcijas, kurās vienkārša un sarežģīta viela reaģē savā starpā un vienkāršas vielas atomi aizstāj viena no elementiem kompleksā, sauc par aizvietošanas reakcijām. Atomu aizstāšanas procesu shematiski var attēlot šādi: A + BC = B + AC.

Piemēram, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Apmaiņas reakcijas

Šajā grupā ietilpst reakcijas, kurās divas sarežģītas vielas maina savas daļas: AB + CD = AD + CB. Saskaņā ar Bertoleta likumu šādu reakciju neatgriezeniska gaita ir iespējama, ja vismaz viens no produktiem:

• nogulsnes (nešķīstoša viela): 2NaOH + CuSO4 = Cu (OH) 2 + Na2SO4;
• nedaudz disociējoša viela: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
• gāze: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (vispirms veidojas amonjaka hidrāts NH3 H2O, kas, saņemot, nekavējoties sadalās par amonjaku un ūdeni).

II. Termiskais efekts

1. Eksotermisks - procesi, kas notiek ar siltuma izdalīšanos:
   C + O2 = CO2 + Q
2. Endotermisks - reakcijas, kurās tiek absorbēts siltums:
   Cu (OH) 2 = CuO + H2O - Q

III. Ķīmisko reakciju veidi virzienā

1. Atgriezenisks sauc reakcijas, kas notiek vienā laika momentā gan uz priekšu, gan pretējā virzienā: N2 + O2 ↔ 2NO
2. Neatgriezenisks procesi turpinās līdz beigām, tas ir, līdz tiek pilnībā patērēta vismaz viena no reaģējošajām vielām. Neatgriezenisku apmaiņas reakciju piemēri tika apspriesti iepriekš.

IV. Ar katalizatora klātbūtni

V. Pēc vielu agregācijas stāvokļa

1. Ja visas reaģējošās vielas atrodas vienā agregācijas stāvoklī, reakciju sauc viendabīgs... Šādi procesi notiek pilnībā. Piemēram: NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. Heterogēns sauc par reakcijām starp vielām dažādos agregācijas stāvokļos, kas notiek saskarnē. Piemēram: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Vi. Ķīmisko reakciju veidi, lai mainītu reaģentu oksidācijas pakāpi

1. Redokss (ОВР) - reakcijas, kurās mainās reaģējošo vielu oksidācijas pakāpes.
2. Reakcijas notiek nemainot oksidācijas pakāpi reaģenti (BISO).

Degšanas un aizstāšanas procesi vienmēr ir redoksprocesi. Metabolisma reakcijas notiek, nemainot vielu oksidācijas pakāpi. Visi pārējie procesi var būt OVR vai BISO.

OKSIDĀCIJAS-SAMAZINĀŠANAS REAKCIJAS

Oksidācijas stāvoklis

Oksidācijas stāvoklis ir nosacīts atoma lādiņš molekulā, ko aprēķina, pieņemot, ka molekula sastāv no joniem un parasti ir elektriski neitrāla.

Visvairāk elektronegatīvajiem elementiem savienojumā ir negatīvi oksidācijas stāvokļi, un elementu atomi ar mazāku elektronegativitāti ir pozitīvi.

Oksidācijas stāvoklis ir formāls jēdziens; dažos gadījumos oksidācijas pakāpe nesakrīt ar valenci.

Piemēram:

N2H4 (hidrazīns)

slāpekļa oksidācijas pakāpe - -2; slāpekļa valence - 3.

Oksidācijas pakāpes aprēķins

Lai aprēķinātu elementa oksidācijas pakāpi, jāņem vērā šādi punkti:

1. Atomu oksidācijas pakāpes vienkāršās vielās ir nulle (Na 0; H2 0).

2. Visu molekulu veidojošo atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa vienmēr ir nulle, un kompleksā jona šī summa ir vienāda ar jona lādiņu.

3.Atomiem ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis: sārmu metāli (+1), sārmzemju metāli (+2), ūdeņradis (+1) (izņemot hidrīdus NaH, CaH2 u.c., kur ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1) , skābeklis (-2) (izņemot F 2 -1 O +2 un –O – O– grupu saturošus peroksīdus, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir –1).

4. Elementiem pozitīvais oksidācijas stāvoklis nedrīkst pārsniegt vērtību, kas vienāda ar periodiskās sistēmas grupas numuru.

Piemēri:

V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Kr 2 +6 O 7 -2

Reakcijas bez oksidācijas stāvokļa izmaiņām un ar izmaiņām

Ir divu veidu ķīmiskās reakcijas:

A Reakcijas, kurās nemainās elementu oksidācijas pakāpe:

Papildinājuma reakcijas

SO 2 + Na 2 O → Na 2 SO 3

Sadalīšanās reakcijas

Cu (OH) 2 → CuO + H 2 O

Apmaiņas reakcijas

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

B Reakcijas, kurās mainās to elementu atomu oksidācijas pakāpe, kas veido reaģējošos savienojumus:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 → 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

Šādas reakcijas sauc par redoksreakcijām.

Redoksreakcijas ir reakcijas, kurās notiek izmaiņas atomu oksidācijas stāvoklī. Redoksreakcijas ir ļoti izplatītas. Visas degšanas reakcijas ir redokss.
Redoksreakcija sastāv no diviem procesiem, kas nevar notikt atsevišķi viens no otra. Oksidācijas pakāpes paaugstināšanas procesu sauc par oksidāciju. Vienlaikus ar oksidēšanu notiek reducēšana, tas ir, oksidācijas stāvokļa pazemināšanas process.

Oksidācija, reducēšana

Attiecīgi redoksreakcijās izšķir divus galvenos dalībniekus: oksidētāju un reducētāju. Elektronu ziedošanas process ir oksidēšanās. Oksidācija palielina oksidācijas stāvokli. Reakcijas procesā esošais oksidētājs samazina tā oksidācijas pakāpi, reducējoties. Ir jānošķir oksidējošais ķīmiskais elements un oksidētājs.

N +5 - oksidētājs; HN +5 O 3 un NaN +5 O 3 - oksidētāji.
Ja mēs sakām, ka slāpekļskābe un tās sāļi ir spēcīgi oksidētāji, tad ar to mēs domājam, ka oksidētājs ir slāpekļa atomi ar oksidācijas pakāpi +5, nevis visa viela kopumā.
Otro nepieciešamo redoksreakcijas dalībnieku sauc par reducētāju. Elektronu piesaistes process ir reducēšana. Samazināšana samazina oksidācijas stāvokli.

Reducētājs palielina tā oksidācijas pakāpi, oksidējoties reakcijas laikā. Tāpat kā oksidētāja gadījumā, ir jānošķir reducētājs un reducējošais ķīmiskais elements. Veicot aldehīda reducēšanas reakciju uz spirtu, mēs nevaram ņemt tikai ūdeņradi ar oksidācijas pakāpi -1, bet mēs ņemam kaut kādu hidrīdu, vēlams litija alumīnija hidrīdu.

N -1 - reducētājs; NaH -1 un LiAlH -1 4 - reducējošie līdzekļi.
Redoksreakcijās pilnīga elektronu pāreja no reducētāja uz oksidētāju notiek ārkārtīgi reti, jo ir maz savienojumu ar jonu saiti. Bet, ievietojot koeficientus, mēs izejam no pieņēmuma, ka šāda pāreja patiešām notiek. Tas ļauj pareizi noteikt pamata koeficientus pirms oksidētāja un reducētāja formulām.
5H 2 SO 3 + 2КМnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + К 2 SO 4 + 3Н 2 О
S +4 - 2e → S +6 5 - reducētājs, oksidēšana
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidētājs, reducētājs

Atomi vai joni, kas piesaista elektronus šajā reakcijā, ir oksidētāji, un tie, kas nodod elektronus, ir reducētāji.

Vielas redoksīpašības un tās sastāvā esošo atomu oksidācijas pakāpe

Savienojumi, kas satur elementu atomus ar maksimālo oksidācijas pakāpi, var būt tikai oksidētāji šo atomu dēļ, jo viņi jau ir atdevuši visus savus valences elektronus un spēj pieņemt tikai elektronus. Elementa atoma maksimālais oksidācijas līmenis ir vienāds ar tās grupas skaitu periodiskajā tabulā, kurai šis elements pieder. Savienojumi, kas satur elementu atomus ar minimālu oksidācijas pakāpi, var kalpot tikai par reducētājiem, jo ​​tie spēj nodot tikai elektronus, jo šādu atomu ārējo enerģijas līmeni papildina astoņi elektroni. Minimālais oksidācijas pakāpe metālu atomiem ir 0, nemetāliem - (n – 8) (kur n ir grupas numurs periodiskajā sistēmā). Savienojumi, kas satur elementu atomus ar vidēju oksidācijas pakāpi, var būt gan oksidētāji, gan reducētāji atkarībā no partnera, ar kuru tie mijiedarbojas, un no reakcijas apstākļiem.

Svarīgākie reducētāji un oksidētāji

Reducētāji:

metāli,

ūdeņradis,

ogles.

Oglekļa monoksīds (II) (CO).

Sērūdeņradis (H 2 S);

sēra oksīds (IV) (SO 2);

sērskābe H 2 SO 3 un tās sāļi.

Halogēnskābes un to sāļi.

Metālu katjoni zemākajos oksidācijas stāvokļos: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

slāpekļskābe HNO 2;

amonjaks NH 3;

hidrazīns NH 2 NH 2;

slāpekļa oksīds (II) (NO).

Elektrolīzes katods.

Oksidētāji

Halogēni.

Kālija permanganāts (KMnO 4);

kālija manganāts (K 2 MnO 4);

mangāna (IV) oksīds (MnO 2).

Kālija dihromāts (K 2 Cr 2 O 7);

kālija hromāts (K 2 CrO 4).

Slāpekļskābe (HNO 3).

Sērskābe (H 2 SO 4) konc.

Vara (II) oksīds (CuO);

svina (IV) oksīds (PbO 2);

sudraba oksīds (Ag 2 O);

ūdeņraža peroksīds (H 2 O 2).

Dzelzs (III) hlorīds (FeCl 3).

Bertoleta sāls (KClO 3).

Elektrolīzes anods.

Katru šādu pusreakciju raksturo standarta redokspotenciāls E 0 (izmērs - volti, V). Jo vairāk E 0, jo spēcīgāka ir oksidējošā forma kā oksidētājs un vājāka reducētā forma kā reducētājs, un otrādi.

Pusreakcija tiek ņemta par atskaites punktu potenciāliem: 2H + + 2ē ® H 2, kam E 0 = 0

Pusreakcijām M n + + nē ® M 0 E 0 sauc par standarta elektroda potenciālu. Atbilstoši šī potenciāla lielumam metāli parasti ir sakārtoti vairākos standarta elektrodu potenciālos (vairāki metāla spriegumi):

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Metālu ķīmiskās īpašības raksturo vairāki spriegumi:

1. Jo vairāk pa kreisi metāls atrodas spriegumu virknē, jo spēcīgāka ir tā reducējošā spēja un jo vājāka ir tā jona oksidēšanas spēja šķīdumā (ti, jo vieglāk tas atdod elektronus (oksidējas) un jo grūtāk ir joni piesaista elektronus atpakaļ).

2. Katrs metāls spēj izspiest no sāls šķīdumiem tos metālus, kas atrodas spriegumu virknē pa labi no tā, t.i. atjauno nākamo metālu jonus elektriski neitrālos atomos, nododot elektronus un pats pārvēršoties jonos.

3. Tikai metāli spriegumu virknē pa kreisi no ūdeņraža (H) spēj to izspiest no skābju šķīdumiem (piemēram, Zn, Fe, Pb, bet ne Cu, Hg, Ag).

Galvaniskās šūnas

Katrs divi metāli, iegremdēti to sāļu šķīdumos, kas savā starpā sazinās ar sifona palīdzību, kas piepildīts ar elektrolītu, veido galvanisko elementu. Šķīdumos iegremdētas metālu plāksnes sauc par šūnu elektrodiem.

Ja savieno elektrodu ārējos galus (elementa polus) ar vadu, tad elektroni sāk pārvietoties no metāla ar zemāku potenciālu uz metālu ar lielāku potenciālu (piemēram, no Zn uz Pb). Elektronu aizplūšana izjauc līdzsvaru, kas pastāv starp metālu un tā joniem šķīdumā, un liek šķīdumā nonākt jaunam jonu daudzumam - metāls pamazām izšķīst. Tajā pašā laikā elektroniem, kas pāriet uz citu metālu, izlādes joni šķīdumā pie tā virsmas - metāls tiek atbrīvots no šķīduma. Elektrodu, uz kura notiek oksidēšanās, sauc par anodu. Elektrodu, uz kura notiek reducēšana, sauc par katodu. Svina-cinka šūnā cinka elektrods ir anods un svina elektrods ir katods.

Tādējādi slēgtā galvaniskajā šūnā notiek mijiedarbība starp metālu un cita metāla sāls šķīdumu, kas nav tiešā saskarē viens ar otru. Pirmā metāla atomi, nododot elektronus, tiek pārvērsti jonos, bet otrā metāla joni, piesaistot elektronus, tiek pārvērsti atomos. Pirmais metāls izspiež otro no sāls šķīduma. Piemēram, galvaniskajam elementam, kas sastāv no cinka un svina, kas attiecīgi iegremdēts Zn (NO 3) 2 un Pb (NO 3) 2 šķīdumos, elektrodos notiek šādi procesi:

Zn - 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Summējot abus procesus, iegūstam vienādojumu Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, kas izsaka reakciju elementā jonu formā. Tās pašas reakcijas molekulārais vienādojums būs:

Zn + Pb (NO 3) 2 → Pb + Zn (NO 3) 2

Galvaniskās šūnas elektromotora spēks ir vienāds ar potenciālu starpību starp diviem elektrodiem. To nosakot, mazākais vienmēr tiek atņemts no lielākā potenciāla. Piemēram, aplūkotā elementa elektromotora spēks (EMF) ir vienāds ar:

E.m.s. =	-0,13		(-0,76)	0,63 V
	E Pb		E Zn

Tam būs šāda vērtība, ja metāli ir iegremdēti šķīdumos, kuros jonu koncentrācija ir 1 g-jons / l. Citās šķīdumu koncentrācijās elektrodu potenciālu vērtības būs nedaudz atšķirīgas. Tos var aprēķināt, izmantojot formulu:

E = E 0 + (0,058 / n) lgC

kur E ir meklētais metāla potenciāls (voltos)

E 0 - tā normālais potenciāls

n - metāla jonu valence

С - jonu koncentrācija šķīdumā (g-jons / l)

Piemērs

Atrodiet elementa (emf) elektromotora spēku, ko veido cinka elektrods, kas iegremdēts 0,1 M Zn (NO 3) 2 šķīdumā, un svina elektrods, kas iegremdēts 2 M Pb (NO 3) 2 šķīdumā.

Risinājums

Mēs aprēķinām cinka elektroda potenciālu:

E Zn = -0,76 + (0,058/2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v

Mēs aprēķinām svina elektroda potenciālu:

E Pb = -0,13 + (0,058/2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v

Mēs atrodam elementa elektromotora spēku:

E. d. Ar. = -0,12 - (-0,79) = 0,67 v

Elektrolīze

Elektrolīze sauc vielas sadalīšanās procesu ar elektrisko strāvu.

Elektrolīzes būtība slēpjas apstāklī, ka, strāvai laižot caur elektrolīta šķīdumu (vai izkausētu elektrolītu), pozitīvi lādēti joni virzās uz katodu, bet negatīvi lādēti - uz anodu. Sasniedzot elektrodus, joni tiek izvadīti, kā rezultātā no elektrodiem izdalās izšķīdinātā elektrolīta sastāvdaļas jeb ūdeņradis un skābeklis no ūdens.

Lai dažādus jonus pārvērstu neitrālos atomos vai atomu grupās, ir nepieciešami dažādi sprieguma līmeņi. Daži joni zaudē lādiņus vieglāk, citi grūtāk. Metālu jonu izlādes vieglumu (elektronu piesaiste) nosaka metālu novietojums spriegumu virknē. Jo vairāk pa kreisi metāls atrodas spriegumu virknē, jo lielāks ir tā negatīvais potenciāls (vai mazāk pozitīvais potenciāls), jo grūtāk, ja citas lietas ir vienādas, tā joni tiek izlādēti (izlādējas joni Au 3+, Ag + visvieglāk; visgrūtākie ir Li +, Rb +, K +).

Ja šķīdumā vienlaikus atrodas vairāku metālu joni, tad vispirms tiek izvadīti šī metāla joni ar mazāku negatīvo potenciālu (vai vairāk pozitīvo). Piemēram, no šķīduma, kas satur Zn 2+ un Cu 2+ jonus, vispirms tiek nogulsnēts metāliskais varš. Bet metāla potenciāla lielums ir atkarīgs arī no tā jonu koncentrācijas šķīdumā; katra metāla jonu izlādes vieglums mainās vienādi atkarībā no to koncentrācijas: koncentrācijas palielināšanās atvieglo jonu izvadīšanu, bet samazināšanās apgrūtina. Tāpēc vairāku metālu jonus saturoša šķīduma elektrolīzes laikā var gadīties, ka aktīvāka metāla izdalīšanās notiks agrāk nekā mazāk aktīva metāla izdalīšanās (ja pirmā metāla jonu koncentrācija ir nozīmīga, un otrais ir ļoti zems).

Sāļu ūdens šķīdumos papildus sāls joniem vienmēr ir arī ūdens joni (H + un OH -). No tiem ūdeņraža joni tiks izvadīti vieglāk nekā visu metālu joni, kas atrodas pirms ūdeņraža virknē spriegumu. Tomēr, ņemot vērā niecīgo ūdeņraža jonu koncentrāciju visu sāļu elektrolīzes laikā, izņemot visaktīvāko metālu sāļus, katodā izdalās metāls, nevis ūdeņradis. Tikai nātrija, kalcija un citu metālu sāļu elektrolīzes laikā līdz alumīnijam (ieskaitot) tiek izvadīti ūdeņraža joni un izdalās ūdeņradis.

Pie anoda var izvadīt vai nu skābes atlikumu jonus, vai ūdens hidroksiljonus. Ja skābo atlikumu joni nesatur skābekli (Cl -, S 2-, CN - utt.), tad parasti tiek izvadīti šie joni, nevis hidroksiljoni, kas daudz grūtāk zaudē lādiņu, un Cl 2, S pie anoda tiek atbrīvoti utt.. .d. Gluži pretēji, ja skābekli saturošas skābes sāls vai pati skābe tiek pakļauta elektrolīzei, tad tiek izvadīti hidroksiljoni, nevis skābekļa atlikumu joni. Neitrālās OH grupas, kas veidojas hidroksiljonu izvadīšanas laikā, nekavējoties sadalās saskaņā ar vienādojumu:

4OH → 2H 2O + O 2

Rezultātā pie anoda izdalās skābeklis.

Niķeļa hlorīda šķīduma NiCl2 elektrolīze

Šķīdums satur jonus Ni 2+ un Cl -, kā arī jonus H + un OH - niecīgā koncentrācijā. Nolaižot strāvu, Ni 2+ joni pārvietojas uz katodu, bet Cl joni - uz anodu. Paņemot divus elektronus no katoda, Ni 2+ joni pārvēršas neitrālos atomos, kas izdalās no šķīduma. Katods pakāpeniski tiek pārklāts ar niķeli.

Hlora joni, sasniedzot anodu, ziedo tam elektronus un pārvēršas par hlora atomiem, kas, savienojoties pa pāriem, veido hlora molekulas. Pie anoda izdalās hlors.

Tādējādi pie katoda atveseļošanās process, pie anoda - oksidācijas process.

Kālija jodīda šķīduma KI elektrolīze

Kālija jodīds ir šķīdumā K + un I - jonu formā. Kad strāva tiek nodota, K + joni pārvietojas uz katodu, bet I - joni uz anodu. Bet, tā kā kālijs atrodas spriegumu virknē daudz vairāk pa kreisi no ūdeņraža, tad pie katoda tiek izvadīti nevis kālija joni, bet gan ūdens ūdeņraža joni. Iegūtie ūdeņraža atomi apvienojas, veidojot H2 molekulas, un tādējādi katodā tiek atbrīvots ūdeņradis.

Ūdeņraža joniem izlādējoties, arvien vairāk ūdens molekulu atdalās, kā rezultātā pie katoda uzkrājas hidroksiljoni (izdalās no ūdens molekulas), kā arī K + joni, kas nepārtraukti virzās uz katodu. Tiek izveidots KOH šķīdums.

Pie anoda izdalās jods, jo I-joni tiek izvadīti vieglāk nekā ūdens hidroksiljoni.

Kālija sulfāta šķīduma elektrolīze

Šķīdums satur jonus K +, SO 4 2- un jonus H + un OH - no ūdens. Tā kā K + joni tiek izvadīti grūtāk nekā H + joni un SO 4 2- joni nekā OH - joni, tad, laižot elektrisko strāvu, ūdeņraža joni tiks izvadīti pie katoda, hidroksilgrupas - pie anoda, tas ir, ūdens elektrolīze... Tajā pašā laikā, pateicoties ūdens ūdeņraža un hidroksiljonu izlādei un nepārtrauktai K + jonu kustībai uz katodu, bet SO 4 2- jonu - uz anodu, pie katoda veidojas sārma šķīdums (KOH), un sērskābes šķīdumu pie anoda.

Vara sulfāta šķīduma elektrolīze pie vara anoda

Elektrolīze notiek īpašā veidā, ja anods ir izgatavots no tā paša metāla, kura sāls atrodas šķīdumā. Šajā gadījumā pie anoda netiek izlādēti joni, bet pats anods pamazām izšķīst, nosūtot jonus šķīdumā un nododot elektronus strāvas avotam.

Viss process tiek samazināts līdz vara izdalīšanai pie katoda un pakāpeniskai anoda izšķīšanai. CuSO 4 daudzums šķīdumā paliek nemainīgs.

Elektrolīzes likumi (M. Faradejs)

1. Elektrolīzes laikā izdalītās vielas masas daudzums ir proporcionāls caur šķīdumu plūstošajam elektrības daudzumam un praktiski nav atkarīgs no citiem faktoriem.

2. Vienādos elektroenerģijas daudzumos elektrolīzes laikā no dažādiem ķīmiskiem savienojumiem izdalās ekvivalents vielu daudzums.

3. Lai izolētu vienu grama ekvivalentu jebkuras vielas no elektrolīta šķīduma, caur šķīdumu ir jāizlaiž 96500 kulonu elektrības.

m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)

kur m (x) ir reducētās vai oksidētās vielas daudzums (g);

I ir pārraidītās strāvas stiprums (a);

t ir elektrolīzes laiks (s);

M (x) - molmasa;

n ir redoksreakcijās iegūto vai nodoto elektronu skaits;

F ir Faradeja konstante (96500 coul/mol).

Pamatojoties uz šo formulu, varat veikt vairākus ar elektrolīzes procesu saistītus aprēķinus, piemēram:

1. Aprēķināt vielu daudzumu, ko izdala vai sadalās noteikts elektroenerģijas daudzums;

2. Atrast strāvas stiprumu pēc izdalītās vielas daudzuma un tās izdalīšanai patērētā laika;

3. Nosakiet, cik ilgs laiks būs nepieciešams, lai izdalītu noteiktu vielas daudzumu pie noteiktā strāvas stipruma.

1. piemērs

Cik gramu vara izdalīsies pie katoda, kad caur vara sulfāta CuSO 4 šķīdumu 10 minūtes laiž 5 ampēru strāvu?

Risinājums

Nosakiet elektroenerģijas daudzumu, kas plūst caur risinājumu:

Q = I t,

kur I ir strāvas stiprums ampēros;

t ir laiks sekundēs.

Q = 5A 600 c = 3000 kulonu

Vara ekvivalents (atommasa 63,54) ir 63,54: 2 = 31,77. Tāpēc 96 500 kuloni izdala 31,77 g vara. Nepieciešamais vara daudzums:

m = (31,77 3000) / 96500 "0,98 g

2. piemērs

Cik ilgs laiks nepieciešams, lai caur skābes šķīdumu izvadītu 10 ampēru strāvu, lai iegūtu 5,6 litrus ūdeņraža (normālā stāvoklī)?

Risinājums

Mēs atrodam elektroenerģijas daudzumu, kam jāiziet cauri šķīdumam, lai no tā izdalītos 5,6 litri ūdeņraža. Tā kā 1 g-ekv. ūdeņradis aizņem n. plkst. tilpums 11,2 litri, tad nepieciešamais elektroenerģijas daudzums

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 kuloni

Nosakīsim strāvas pārejas laiku:

t = Q/I = 48250/10 = 4825 s = 1 stunda 20 min 25 s

3. piemērs

Kad strāva tika izlaista caur sudraba sāls šķīdumu pie katoda, tā izgulsnējās 10 minūšu laikā. 1 g sudraba. Nosakiet strāvas stiprumu ampēros.

Risinājums

1 g-ekv. sudrabs ir vienāds ar 107,9 g Lai izolētu 1 g sudraba, caur šķīdumu jāiziet 96500: 107,9 = 894 kuloni. Līdz ar to pašreizējais spēks

I = 894 / (10 60) "1,5A

4. piemērs

Atrodiet alvas ekvivalentu, ja pie 2,5 ampēru strāvas no SnCl 2 šķīduma 30 minūtēs. Izdalās 2,77 g alvas.

Risinājums

Elektrības daudzums šķīdumam izgāja 30 minūšu laikā.

Q = 2,5 30 60 = 4500 kuloni

Tā kā atlasei 1 g-ekv. nepieciešami 96 500 kuloni, tad ekvivalents alvai.

E Sn = (2,77 96500)/4500 =59,4

Korozija

Pirms beidzam diskusiju par elektroķīmiju, pielietosim iegūtās zināšanas vienas ļoti svarīgas problēmas izpētē - korozija metāli. Koroziju izraisa redoksreakcijas, kurās metāls, mijiedarbojoties ar vielu no tā vides, pārvēršas nevēlamā savienojumā.

Viens no visplašāk zināmajiem korozijas procesiem ir dzelzs rūsēšana. No ekonomiskā viedokļa tas ir ļoti svarīgs process. Tiek lēsts, ka 20% no Amerikas Savienotajās Valstīs ik gadu saražotās dzelzs tiek izmantoti, lai aizstātu dzelzs priekšmetus, kas ir bojāti rūsēšanas dēļ.

Ir zināms, ka skābeklis ir iesaistīts dzelzs rūsēšanā; dzelzs nav oksidēts ūdenī bez skābekļa. Rūsēšanas procesā piedalās arī ūdens; dzelzs nerūsēs skābekli saturošā eļļā, ja vien tajā nav ūdens pēdas. Rūsa paātrina vairāku faktoru ietekmē, piemēram, vides pH, sāļu klātbūtne tajā, dzelzs saskare ar metālu, kas ir grūtāk oksidējams nekā dzelzs, kā arī mehānisku iedarbību. stress.

Dzelzs korozija principā ir elektroķīmisks process. Dažas dzelzs virsmas zonas kalpo kā anods, uz kura tas oksidējas:

Fe (ciets) → Fe 2+ (ūdens) + 2е - Еº oksīds = 0,44 V

Iegūtie elektroni caur metālu pārvietojas uz citām virsmas zonām, kurām ir katoda loma. Uz tiem tiek atjaunots skābeklis:

О 2 (g) + 4Н + (ūdens) + 4е - → 2Н 2 О (f.) E ° atgūšana = 1,23 V

Ņemiet vērā, ka Н + joni piedalās О 2 samazināšanas procesā. Ja H + koncentrācija samazinās (ti, paaugstinoties pH), O 2 samazināšana kļūst grūtāka. Tiek novērots, ka dzelzs, nonākot saskarē ar šķīdumu, kura pH ir augstāks par 9-10, nerūsē. Korozijas procesā pie anoda izveidotie Fe 2+ joni oksidējas līdz Fe 3+. Fe 3+ joni veido hidratētu dzelzs (III) oksīdu, ko sauc par rūsu:

4Fe 2+ (ūdens) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 NS H2O (f.) → 2Fe2O3. x H 2 O ( tv.) + 8H + (ūdens)

Tā kā katoda lomu parasti spēlē tā virsmas daļa, kas vislabāk tiek nodrošināta ar skābekļa pieplūdumu, šajās vietās visbiežāk parādās rūsa. Ja rūpīgi apskatīsiet lāpstu, kas kādu laiku stāvējusi atklātā, mitrā gaisā ar netīrumiem, kas pielipuši pie asmeņa, pamanīsiet, ka uz metāla virsmas zem netīrumiem ir izveidojušās ieplakas, un visur, kur varētu iekļūt O 2, ir parādījusies rūsa. .

Ar pastiprinātu koroziju sāļu klātbūtnē autobraucēji bieži saskaras vietās, kur ziemā ceļi tiek bagātīgi kaisīti ar sāli, lai cīnītos pret ledus apstākļiem. Sāļu iedarbība skaidrojama ar to, ka to veidotie joni veido elektrolītu, kas nepieciešams slēgtas elektriskās ķēdes veidošanai.

Anoda un katoda rakstura vietu klātbūtne uz dzelzs virsmas rada divas dažādas ķīmiskās vides. Tās var rasties piemaisījumu klātbūtnes vai kristāla režģa defektu dēļ (acīmredzot, ko izraisa spriegumi metāla iekšienē). Vietās, kur ir šādi piemaisījumi vai defekti, konkrēta dzelzs atoma mikroskopiskā vide var izraisīt zināmu tā oksidācijas pakāpes paaugstināšanos vai samazināšanos, salīdzinot ar normālām pozīcijām kristāla režģī. Tāpēc šādas vietas var spēlēt anodu vai katodu lomu. Īpaši tīrs dzelzs, kurā šādu defektu skaits ir samazināts līdz minimumam, ir daudz mazāk kodīgs nekā parastais dzelzs.

Dzelzs bieži tiek pārklāts ar krāsu vai kādu citu metālu, piemēram, alvu, cinku vai hromu, lai aizsargātu tās virsmu no korozijas. Tā saukto "skārda plāksni" iegūst, pārklājot lokšņu dzelzi ar plānu alvas kārtu. Alva aizsargā gludekli tikai tik ilgi, kamēr aizsargslānis paliek neskarts. Atliek tikai to sabojāt, jo gaiss un mitrums sāk ietekmēt dzelzi; alva pat paātrina dzelzs koroziju, jo kalpo kā katods elektroķīmiskās korozijas procesā. Dzelzs un alvas oksidācijas potenciālu salīdzinājums parāda, ka dzelzs oksidējas vieglāk nekā alva:

Fe (ciets) → Fe 2+ (ūdens) + 2е - Еº oksīds = 0,44 V

Sn (tv) → Sn 2+ (ūdens) + 2е - Еº oksīds = 0,14 V

Tāpēc dzelzs šajā gadījumā kalpo kā anods un tiek oksidēts.

"Cinkota" (cinkota) dzelzs tiek ražota, pārklājot dzelzi ar plānu cinka kārtu. Cinks aizsargā dzelzi no korozijas pat pēc pārklājuma integritātes pārkāpuma. Šajā gadījumā dzelzs spēlē katoda lomu korozijas procesā, jo cinks tiek oksidēts vieglāk nekā dzelzs:

Zn (TV) → Zn 2+ (ūdens) + 2e - Еº oksīds = 0,76 V

Tāpēc cinks darbojas kā anods un dzelzs vietā korodē. Šādu metāla aizsardzību, kurā tas elektroķīmiskās korozijas procesā spēlē katoda lomu, sauc par katoda aizsardzība. Pazemē apraktās caurules bieži aizsargā pret koroziju, padarot tās par elektroķīmiskās šūnas katodu. Šim nolūkam pa cauruļvadu zemē tiek ierakti dažu aktīvā metāla, visbiežāk magnija, bloki un savienoti ar vadiem ar caurulēm. Mitrā augsnē aktīvais metāls darbojas kā anods, un dzelzs caurule saņem katoda aizsardzību.

Lai gan mūsu diskusija ir vērsta uz dzelzi, tas nav vienīgais metāls, kas korodē. Tajā pašā laikā var šķist dīvaini, ka alumīnija kanna, nevērīgi atstāta brīvā dabā, korodē neizmērojami lēnāk nekā dzelzs. Spriežot pēc alumīnija (Eº oksīds = 1,66 V) un dzelzs (Eº oksīds = 0,44 V) standarta oksidācijas potenciāliem, jārēķinās, ka alumīnija korozijai vajadzētu notikt daudz ātrāk. Alumīnija lēnā korozija izskaidrojama ar to, ka uz tā virsmas veidojas plāna blīva oksīda plēve, kas pasargā zem tā esošo metālu no turpmākas korozijas. Magnijs, kuram ir augsts oksidācijas potenciāls, ir pasargāts no korozijas, jo veidojas tāda pati oksīda plēve. Diemžēl oksīda plēvei uz dzelzs virsmas ir pārāk vaļīga struktūra un tā nespēj nodrošināt drošu aizsardzību. Tomēr uz dzelzs-hroma sakausējumu virsmas veidojas laba aizsargājoša oksīda plēve. Šādus sakausējumus sauc par nerūsējošo tēraudu.

Pamatojoties uz izmaiņām atomu oksidācijas pakāpēs, kas veido reaģentus, ķīmiskās reakcijas iedala divos veidos.

1) Reakcijas, kas norit, nemainot atomu oksidācijas pakāpi.

Piemēram:

2 + 4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2

Šajā reakcijā katra atoma oksidācijas stāvoklis nemainījās.

2) Reakcijas, kas notiek, mainoties atomu oksidācijas pakāpēm.

Piemēram:

0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Šajā reakcijā mainījās cinka un vara atomu oksidācijas stāvokļi.

Redoksreakcijas ir visizplatītākās ķīmiskās reakcijas.

Praksē redoksreakcija ir elektronu pievienošana vai ziedošana. Daži atomi (joni, molekulas) dod citiem vai saņem no tiem elektronus.

Oksidācija.

Tiek saukts process, kurā atoms, jons vai molekula atdod elektronus oksidēšanās.

Ar elektronu ziedošanu palielinās atoma oksidācijas pakāpe.

Vielu, kuras atomi, joni vai molekulas nodod elektronus, sauc reducētājs.

Mūsu piemērā atomi oksidācijas stāvoklī 0 tika pārveidoti par atomiem ar oksidācijas pakāpi +2. Tas ir, ir noticis oksidācijas process. Šajā gadījumā cinka atoms, kas ziedoja divus elektronus, ir reducētājs (tas palielināja oksidācijas pakāpi no 0 līdz +2).

Oksidācijas process tiek uzrakstīts ar elektronisku vienādojumu, kas norāda atomu oksidācijas pakāpes un reducētāja ziedoto elektronu skaita izmaiņas.

Piemēram:

0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oksidēšana, Zn ir reducētājs).

Atveseļošanās.

Elektronu piesaistes procesu sauc pārbūve.

Kad elektroni ir piesaistīti, atoma oksidācijas pakāpe samazinās.

Vielu, kuras atomi, joni vai molekulas piesaista elektronus, sauc oksidētājs.

Mūsu piemērā vara atomu ar oksidācijas pakāpi +2 pāreja uz atomiem ar oksidācijas pakāpi 0 ir reducēšanas process. Šajā gadījumā vara atoms ar oksidācijas pakāpi +2, pieņemot divus elektronus, pazemina oksidācijas pakāpi no +2 līdz 0 un ir oksidētājs.

Oksidācijas process tiek uzrakstīts arī ar elektronisku vienādojumu:

2 0 0
Cu + 2e - = Cu (reducēšana, Cu ir oksidētājs).

Reducēšanas process un oksidācijas process nav atdalāmi un notiek vienlaikus.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
reducētājs oksidētājs
oksidēts reducēts

Oksidācijas pakāpes aprēķins

Kopsavilkums

1. Darbaspēka veidošana ir viena no būtiskākajām personāla vadītāja darba jomām.

2. Lai nodrošinātu organizāciju ar nepieciešamo cilvēkresursu, ir svarīgi izveidot uzdevumiem adekvātu situāciju ārējā vidē un darbības tehnoloģijai, uzņēmuma struktūrai; aprēķināt personāla nepieciešamību.

3. Personāla atlases programmu izstrādei nepieciešams analizēt personāla situāciju reģionā, izstrādāt kandidātu piesaistes un vērtēšanas procedūras un veikt adaptācijas pasākumus jaunu darbinieku iesaistīšanai organizācijā.

Kontroles jautājumi

1. Kādas faktoru grupas jāņem vērā, veidojot organizatorisko struktūru?
2. Kādus organizācijas projektēšanas posmus var izcelt?
3. Izskaidrojiet jēdzienu "personāla vajadzību kvalitatīvs novērtējums".
4. Aprakstiet jēdzienu "papildu nepieciešamība pēc personāla".
5. Kāds ir personāla situācijas analīzes mērķis reģionā?
6. Kāds ir darbības analīzes mērķis?
7. Kādus darbības analīzes posmus var izšķirt?
8. Paskaidrojiet, kas ir professiogramma?
9. Kādi vides faktori ietekmē personāla atlases procesu?
10. Aprakstiet iekšējās un ārējās vervēšanas avotus.
11. Kā novērtēt komplekta kvalitāti?
12. Kādas metodes tiek izmantotas kandidātu vērtēšanā?
13. Kādas konkurētspējīgas personāla atlases paradigmas jūs zināt?
14. Kādi ir darbinieka adaptācijas posmi organizācijai.

Lai aprēķinātu elementa oksidācijas pakāpi, jāņem vērā šādi punkti:

1. Atomu oksidācijas pakāpes vienkāršās vielās ir nulle (Na 0; H 2 0).

2. Visu molekulu veidojošo atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa vienmēr ir nulle, un kompleksā jona šī summa ir vienāda ar jona lādiņu.

3. Atomiem ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis: sārmu metāli (+1), sārmzemju metāli (+2), ūdeņradis (+1) (izņemot hidrīdus NaH, CaH 2 u.c., kur ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1 ), skābeklis (-2 ) (izņemot F 2 -1 O +2 un –O – O– grupu saturošus peroksīdus, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir -1).

4. Elementiem pozitīvais oksidācijas stāvoklis nedrīkst pārsniegt vērtību, kas vienāda ar periodiskās sistēmas grupas numuru.

Piemēri:

V 2 +5 O 5 -2; Na2+1B4+3O7-2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N-3 H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Ir divu veidu ķīmiskās reakcijas:

A Reakcijas, kurās nemainās elementu oksidācijas pakāpe:

Papildinājuma reakcijas

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Sadalīšanās reakcijas

Cu (OH) 2 - t CuO + H 2 O

Apmaiņas reakcijas

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reakcijas, kurās mainās to elementu atomu oksidācijas pakāpe, kas veido reaģējošos savienojumus:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 - t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2 KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Šādas reakcijas sauc redokss.

Redoksreakcijas ietver tās, kuras pavada elektronu kustība no vienas daļiņas uz otru. Apsverot redoksreakciju norises likumsakarības, tiek izmantots oksidācijas pakāpes jēdziens.

Oksidācijas stāvoklis

Koncepcija oksidācijas stāvoklis ieviests, lai raksturotu elementu stāvokli savienojumos. Oksidācijas stāvoklis tiek saprasts kā atoma nosacīts lādiņš savienojumā, ko aprēķina, pieņemot, ka savienojums sastāv no joniem... Oksidācijas stāvokli norāda ar arābu cipariem ar plusa zīmi, kad elektroni tiek pārvietoti no dotā atoma uz citu atomu, un ar mīnusa zīmi, kad elektroni tiek pārvietoti pretējā virzienā. Virs elementa simbola tiek novietots cipars ar "+" vai "-" zīmi. Oksidācijas stāvoklis norāda uz atoma oksidācijas stāvokli un ir tikai ērta forma, lai ņemtu vērā elektronu pārnesi: to nevajadzētu uzskatīt arī par atoma efektīvo lādiņu molekulā (piemēram, LiF molekulā, efektīvie lādiņi Li un F ir attiecīgi + 0,89 un -0, 89, savukārt oksidācijas pakāpes ir +1 un -1, ne arī kā elementa valence (piemēram, savienojumos CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2, oglekļa valence ir 4, un oksidācijas pakāpes ir attiecīgi -4, -2, + 2, +4). Valences un oksidācijas pakāpes skaitliskās vērtības var sakrist absolūtā vērtībā tikai tad, ja veidojas savienojumi ar jonu struktūru.

Nosakot oksidācijas pakāpi, tiek izmantoti šādi noteikumi:

Elementu atomiem, kas atrodas brīvā stāvoklī vai vienkāršu vielu molekulu formā, oksidācijas pakāpe ir vienāda ar nulli, piemēram, Fe, Cu, H 2, N 2 utt.

Monatomiskā jona formā esošā elementa oksidācijas pakāpe savienojumā ar jonu struktūru ir vienāds ar dotā jona lādiņu,

1 -1 +2 -2 +3 -1

piemēram, NaCl, Cu S, AlF 3.

Ūdeņradim lielākajā daļā savienojumu oksidācijas pakāpe ir +1, izņemot metālu hidrīdus (NaH, LiH), kuros ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1.

Visbiežāk savienojumos skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2, izņemot peroksīdus (Na 2 O 2, H 2 O 2), kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir –1 un F 2 O, kuros oksidācijas pakāpe skābekļa līmenis ir +2.

Elementiem ar mainīgu oksidācijas pakāpi tā vērtību var aprēķināt, zinot savienojuma formulu un ņemot vērā, ka neitrālā molekulā visu elementu oksidācijas pakāpju algebriskā summa ir nulle. Kompleksā jona šī summa ir vienāda ar jona lādiņu. Piemēram, hlora atoma oksidācijas pakāpe HClO 4 molekulā, kas aprēķināta, pamatojoties uz molekulas kopējo lādiņu = 0, kur x ir hlora atoma oksidācijas pakāpe) ir +7. Sēra atoma oksidācijas pakāpe (SO 4) 2- [x + 4 (-2) = -2] jonā ir +6.

Vielu redoksīpašības

Jebkura redoksreakcija sastāv no oksidācijas un reducēšanas procesiem. Oksidācija - tas ir process, kurā atoms, jons vai reaģenta molekula atdod elektronus. Vielas, kas izdala to elektroni reakcijas laikā un tajā pašā laikā oksidējas, viņi sauc reducējošie līdzekļi.

Atgūšana ir process, kurā atoms pieņem elektronus, jonu vai reaģenta molekula.

Vielas, kas pieņem elektronus un tajā pašā laikā tiek reducētas, sauc par oksidētājiem.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas vienmēr notiek kā viens process, ko sauc redoksreakcija. Piemēram, kad cinka metāls mijiedarbojas ar vara joniem reducētājs(Zn) ziedo savus elektronus oksidētājs- vara joni (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Varš izdalās uz cinka virsmas, un cinka joni nonāk šķīdumā.

Elementu redoksīpašības ir saistītas ar to atomu struktūru, un tās nosaka pozīcija D.I. periodiskajā sistēmā. Mendeļejevs. Elementa reģenerācijas spēja ir saistīta ar valences elektronu vājo saiti ar kodolu. Metāla atomi, kas ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu elektronu, ir pakļauti padoties, t.i. viegli oksidējas, spēlējot reducētāju lomu. Visspēcīgākie reducētāji ir visaktīvākie metāli.

Elementu redoksaktivitātes kritērijs var būt to vērtība relatīvā elektronegativitāte: jo augstāks tas ir, jo izteiktāka ir elementa oksidēšanas spēja, un jo zemāka, jo spilgtāka ir tā reducējošā aktivitāte. Nemetālu atomiem (piemēram, F, O) ir augsta elektronu afinitāte un relatīvā elektronegativitāte, tie viegli pieņem elektronus, t.i. ir oksidētāji.

Elementa redoksīpašības ir atkarīgas no tā oksidācijas stāvokļa. Izšķir vienu un to pašu elementu zemāki, augstāki un vidējie oksidācijas stāvokļi.

Kā piemēru apsveriet sēru S un tā savienojumus H 2 S, SO 2 un SO 3. Saistība starp sēra atoma elektronisko struktūru un tā redoksīpašībām šajos savienojumos ir skaidri parādīta 1. tabulā.

H2S molekulā sēra atomam ir stabila ārējā enerģijas līmeņa 3s 2 3p 6 okteta konfigurācija un tāpēc vairs nevar piesaistīt elektronus, bet var tos ziedot.

Atomu stāvokli, kurā tas vairs nevar pieņemt elektronus, sauc par zemāko oksidācijas stāvokli.

Zemākajā oksidācijas pakāpē atoms zaudē savu oksidēšanas spēju un var būt tikai reducētājs.

1. tabula.

Vielas formula	Elektroniskā formula	Redox īpašības
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 reducētājs
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 oksidētājs	–4 ; - 6 reducētājs
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 oksidētājs	-2 reducētājs
	1s 2 2s 2 2p 6 3s vai 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 oksidētājs

SO 3 molekulā visi sēra atoma ārējie elektroni ir pārvietoti skābekļa atomu virzienā. Līdz ar to šajā gadījumā sēra atoms var pieņemt tikai elektronus, kuriem piemīt oksidējošas īpašības.

Atoma stāvokli, kurā tas atteicās no visiem valences elektroniem, sauc par augstāko oksidācijas stāvokli. Atoms visaugstākajā oksidācijas pakāpē var būt tikai oksidētājs.

SO 2 molekulā un elementārajā sērā S sēra atoms atrodas vidējie oksidācijas stāvokļi, t.i., kam ir valences elektroni, atoms var tos atdot, bet bez pilnīgas R - apakšlīmeni, var un pieņemt elektronus pirms tā pabeigšanas.

Elementa atomam ar vidēju oksidācijas pakāpi var būt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības, ko nosaka tā loma konkrētā reakcijā.

Tātad, piemēram, sulfīta loma - anjons SO šādas reakcijas ir atšķirīgas:

5Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4  2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O (1)

H 2 SO 3 + 2 H 2 S  3 S + 3 H 2 O (2)

Reakcijā (1) sulfīta anjons SO spēcīga oksidētāja klātbūtnē KMnO 4 spēlē reducētāja lomu; reakcijā (2) sulfīta anjons SO - oksidētājs, jo H 2 S var būt tikai reducējošas īpašības.

Tādējādi starp sarežģītām vielām restauratori var būt:

1. Vienkāršas vielas, kuru atomiem ir zemas jonizācijas enerģijas un elektronegativitātes vērtības (īpaši metāli).

2. Sarežģītas vielas, kas satur atomus viszemākajā oksidācijas pakāpē:

H Cl, H2 S,N H 3

Na 2 S O 3, Fe Cl 2, Sn(NO 3) 2.

Oksidētāji var būt:

1. Vienkāršas vielas, kuru atomiem ir augstas elektronu afinitātes un elektronegativitātes vērtības, ir nemetāli.

2. Sarežģītas vielas, kas satur atomus augstākajos oksidācijas pakāpēs: +7 +6 +7

K Mn O 4, K 2 Kr 2 O 7, HClO 4.

3. Sarežģītas vielas, kas satur atomus vidējā oksidācijas pakāpē:

Na 2 S O 3, Mn O 2, Mn SO 4.