Redokssüsteemid ja nende tüübid. Oksüdatsiooni-redutseerimise (redoks) reaktsioonide tüübid inimkehas
Moodustamisel keemilised omadused Muldades on redoksprotsessid üks juhtivaid kohti. Olulisemad mullahorisontide redoksseisundit määravad tegurid on mulla õhus ja mullalahustes leiduv hapnik, raua, mangaani, lämmastiku, väävli, orgaanilise aine ja mikroorganismide oksiid- ja protooksiidiühendid.
Oksüdatsiooni- ja redutseerimisreaktsioonid toimuvad alati samaaegselt. Ühe reaktsioonis osaleva aine oksüdatsiooniga kaasneb teise aine redutseerimine.
Redoksprotsesside all mõistetakse protsesse, mis hõlmavad ühe võimaliku etapina elektronide ülekandmist aine ühest osakesest teise. Oksüdatsioon on reaktsioon, mille käigus ainele lisatakse hapnikku või aine kaotab vesiniku või elektronid. Redutseerimine on hapniku kadu aine poolt ja vesiniku või elektronide lisamine ainele.
Pinnase võimet läbida redoksreaktsioone mõõdetakse oksüdatsiooni-reduktsioonipotentsiaali (ORP) abil.
Redokspotentsiaali vesiniku suhtes nimetatakse Eh. See väärtus sõltub mulla moodustumise protsessis moodustunud oksüdeerivate ja redutseerivate ainete kontsentratsioonist ja vahekorrast. Tänu teatud redokssüsteemide olemasolule mullahorisontides on pinnasesse sukeldatud elektroodipaari abil võimalik määrata potentsiaalide erinevust (Eh) millivoltides. Eh väärtused sisse erinevat tüüpi mullad ja pinnase horisondid varieeruvad vahemikus 100–800 mV, mõnikord on need negatiivsed. Eh väärtus sõltub oluliselt keskkonna, taimestiku ja mikroorganismide happe-aluselistest tingimustest.
Pinnase tingimustes on märkimisväärne osa redoksreaktsioonides osalevatest komponentidest tahked faasid. Tahkeid faase hõlmavates reaktsioonides on pinnas väga puhverdav, kuni need komponendid reageerivad. Puhvermaht on pinnase võime taluda redokspotentsiaali muutusi igal ajal välismõjud. See kontseptsioon iseloomustab mulla redokssüsteemide stabiilsust looduslikes dünaamilistes tingimustes ja seda võib nimetada dünaamiliseks puhverdamiseks. Looduslikus keskkonnas reageerivad humiinained ja raudhüdroksiidi mineraalid madalatel kiirustel.
Mullad sisaldavad suurt hulka redokssüsteeme: Fe3+ - Fe2+, Mn2+ - Mn3+ - Mn4+, Cu+ - Cu2+, Co2+ - Co3+, NO3‾ - NO2‾ - NH3‾, S6‾ - S2‾.
On olemas pöörduvad ja pöördumatud redokssüsteemid. Pööratavad süsteemid on need, mis redoksrežiimi muutmise protsessis ei muuda komponentide koguvarustust. Pöördumatud süsteemid redoksrežiimi muutmise käigus lähevad osad ained kaduma. Need ained muutuvad gaasiliseks või sadestuvad. Reeglina on muldades ülekaalus pöördumatud süsteemid.
Pööratavad redokssüsteemid hõlmavad järgmist:
Süsteem Fe3+ ⇆Fe2+. Sellel süsteemil on pööratavate süsteemide seas eriline koht. Ta on tundlik väikseimad muudatused redokstingimused. Raua rauaühendite lahustuvus on äärmiselt madal. Rauaühendite migratsioon on tingimustes võimalik peamiselt kahevalentsete rauaühendite kujul suurenenud happesus ja vähenenud Eh.
Süsteem Mn2+ ⇆ Mn4+. See süsteem on ORP-i muutuste suhtes äärmiselt tundlik. Neljavalentsed mangaaniühendid on mullahorisontidele iseloomulikes tingimustes lahustumatud. Vahetatav mangaan on kahevalentne. Kahevalentsete mangaaniioonide kontsentratsioon suureneb happesuse suurenemise ja Eh vähenemisega kümneid tuhandeid kordi. Mangaaniühendite migratsioon mullatekkeprotsesside käigus vertikaal- ja horisontaalsuunas on sarnane rauaühendite migratsiooniga.
Pöördumatute redokssüsteemide hulka kuuluvad:
Süsteem NO3 → NO2 → NO → N. Nitrifikatsiooni ja nitraatide akumulatsiooni protsess toimub oksüdatiivsetes tingimustes ja kõrgel Eh 400-500 mV. Mulla niiskus vähendab Eh ja soodustab denitrifikatsiooniprotsesside arengut.
Süsteemi sulfaadid ⇆ sulfiidid. See redokssüsteem mängib olulist rolli kõigis muldades, kus esineb väävelhappe sooli. Mikroorganismide osalusel nihkub sulfaat-sulfiidsüsteem orgaanilise aine juuresolekul ja hapniku puudumisel sulfiidide poole. Sulfaatide redutseerimine väävelmetallideks toimub:
Na2SO4 + 2C = Na2S + CO2
Pinnases leiduva süsinikdioksiidi mõjul lagunevad väävelmetallid kergesti ja moodustavad leelis- ja leelismuldmetallide bikarbonaate ja karbonaate. Sel juhul toimub sulfaadi redutseerimise protsess:
Na2S + H2CO3 = Na2CO3 + H2S
Mullalahuses on aga muutuva valentsiga elementide sisaldus üsna väike. Seetõttu on pinnaselahusel madal OM-maht ja puhvermaht ning Eh väärtus on ebastabiilne.
Olulisemat mõju OM protsessidele muldades avaldab mullalahuses lahustunud hapnik, mulla mikrofloora ja vesi.
Peaaegu kõik mullareaktsioonid toimuvad veekeskkond ja vesi ise võib toimida nii oksüdeeriva ainena kui ka redutseeriva ainena.
Redoksprotsesside tunnuste alusel eristatakse kolme seeriat muldasid: 1) oksüdeeriva keskkonna ülekaaluga automorfsed mullad, 2) redutseeriva gleikeskkonnaga mullad, 3) redutseeriva vesiniksulfiidi keskkonnaga mullad.
OM-protsessid on tihedalt seotud taimejääkide muundumise, sellest tulenevate ainete kogunemise ja koostisega. orgaaniline aine ja selle tulemusena mullaprofiili kujunemine.
Redoksreaktsioonide eripäraks on elektronide ülekanne reageerivate osakeste – ioonide, aatomite, molekulide ja komplekside vahel, mille tulemusena muutub näiteks nende osakeste oksüdatsiooniaste.
Fe2+? e? = Fe3+.
Kuna elektronid ei saa lahusesse akumuleeruda, peavad üheaegselt toimuma kaks protsessi - kaod ja omandamised, see tähendab mõnede osakeste oksüdeerumise ja teiste osakeste redutseerimise protsess. Seega saab mis tahes redoksreaktsiooni alati esitada kahe poolreaktsiooni kujul:
aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2
Algosake ja iga poolreaktsiooni produkt moodustavad redokspaari või süsteemi. Ülaltoodud poolreaktsioonides on Red1 konjugeeritud Ox1-ga ja Ox2 konjugeeritud Red1-ga.
Elektronide doonorite või aktseptoridena võivad toimida mitte ainult lahuses olevad osakesed, vaid ka elektroodid. Sel juhul toimub redoksreaktsioon elektroodi ja lahuse liidesel ja seda nimetatakse elektrokeemiliseks.
Redoksreaktsioonid, nagu kõik teisedki keemilised reaktsioonid, on ühel või teisel määral pöörduvad. Reaktsioonide suuna määrab ühe redoks-poolreaktsiooni süsteemi komponentide elektrondoonori omaduste ja teise elektronaktseptori omaduste suhe (eeldusel, et tasakaalunihet mõjutavad tegurid on konstantsed). Elektronide liikumine redoksreaktsiooni käigus tekitab potentsiaali. Seega on potentsiaal, mõõdetuna voltides, ühendi redoks-võime mõõtmiseks.
Süsteemi oksüdatiivsete (redutseerivate) omaduste kvantitatiivseks hindamiseks kastetakse lahusesse keemiliselt inertsest materjalist elektrood. Faasiliideses toimub elektronivahetusprotsess, mis viib potentsiaali tekkimiseni, mis on funktsioon elektronide aktiivsusest lahuses. Mida suurem on lahuse oksüdeerimisvõime, seda suurem on potentsiaalne väärtus.
Süsteemi potentsiaali absoluutväärtust ei saa mõõta. Kui aga valite ühe redokssüsteemidest standardseks, on selle suhtes võimalik mõõta mis tahes muu redokssüsteemi potentsiaali, olenemata valitud ükskõiksest elektroodist. Standardseks valitakse süsteem H+/H2, mille potentsiaal on eeldatavasti null.
Riis. 1.
1. Plaatina elektrood.
2. Vesinikgaasi tarnimine.
3. Happelahus (tavaliselt HCl), milles H+ kontsentratsioon = 1 mol/l.
4. Veetihend, mis takistab hapniku sissepääsu õhust.
5. Elektrolüütiline sild (koosneb kontsentreeritud lahus KCl), mis võimaldab kinnitada galvaanilise elemendi teise poole.
Mis tahes redokssüsteemi potentsiaal, mõõdetuna standardtingimused vesinikelektroodi suhtes nimetatakse selle süsteemi standardpotentsiaaliks (E0). Standardpotentsiaal loetakse positiivseks, kui süsteem toimib oksüdeeriva ainena ja vesinikelektroodil toimub oksüdatsiooni poolreaktsioon:
või negatiivne, kui süsteem mängib redutseerija rolli ja vesinikelektroodil toimub redutseerimise poolreaktsioon:
Standardpotentsiaali absoluutväärtus iseloomustab oksüdeeriva aine või redutseerija "tugevust".
Standardpotentsiaal - termodünaamiline standardiseeritud väärtus - on väga oluline füüsikalis-keemiline ja analüütiline parameeter, mis võimaldab hinnata vastava reaktsiooni suunda ja arvutada reageerivate osakeste aktiivsust tasakaalutingimustes.
Redokssüsteemi iseloomustamiseks spetsiifilistes tingimustes kasutatakse reaalse (formaalse) potentsiaali E0 mõistet, mis vastab potentsiaalile, mis tekib elektroodil antud konkreetses lahuses, kui potentsiaali määravate ioonide oksüdeeritud ja redutseeritud vormide algkontsentratsioonid. on võrdne 1 mol/l ja kõigi teiste komponentide fikseeritud kontsentratsiooniga lahus.
Analüütilisest vaatenurgast on reaalsed potentsiaalid väärtuslikumad kui standardpotentsiaalid, kuna süsteemi tegelikku käitumist ei määra mitte standard, vaid reaalne potentsiaal ja just viimane võimaldab ennustada potentsiaali esinemist. redoksreaktsioon spetsiifilistes tingimustes. Süsteemi tegelik potentsiaal sõltub happesusest, võõrioonide olemasolust lahuses ja võib varieeruda laias vahemikus.
Redokspotentsiaal (sünonüüm redokspotentsiaal; ladina keelest reductio - redutseerimine ja oksüdatio - oksüdatsioon) on potentsiaal, mis tekib inertsel (tavaliselt plaatina) elektroodil, mis on sukeldatud ühte või mitut pöörduvat redokssüsteemi sisaldavasse lahusesse.
Pöörduv redokssüsteem (redokssüsteem) on lahus, mis sisaldab ainete oksüdeeritud ja redutseeritud vorme, millest igaüks moodustub teisest pöörduva redoksreaktsiooni kaudu.
Lihtsaimate redokssüsteemide hulka kuuluvad näiteks sama metalli erineva valentsiga katioonid
või näiteks sama koostisega, kuid erineva valentsiga anioonid
Sellistes süsteemides viiakse redoksprotsess läbi elektronide ülekandmisega redutseeritud vormist oksüdeeritud vormi. Sellised redokssüsteemid hõlmavad mitmeid hemiini sisaldavaid respiratoorseid ensüüme, näiteks tsütokroome. Selliste süsteemide redokspotentsiaali saab arvutada Petersi valemi abil:
Kus e- redokspotentsiaal voltides, T - temperatuur absoluutskaalal, n - ühe molekuli või redutseeritud vormiga iooni poolt oksüdeerunud vormiks muutumisel kaotatud elektronide arv; [Ox] ja on vastavalt oksüdeeritud ja redutseeritud vormide molaarne kontsentratsioon (täpsemalt aktiivsus); e0 on antud süsteemi normaalne redokspotentsiaal, mis on võrdne selle redokspotentsiaaliga eeldusel, et =. Paljude redokssüsteemide normaalsed redokspotentsiaalid leiate füüsikalis-keemilistest ja biokeemilistest teatmeraamatutest.
Paljudes bioloogilised süsteemid redoksreaktsioonid viiakse läbi redutseeritud vormist oksüdeeritud vormi mitte ainult elektronide, vaid ka võrdse arvu prootonite, näiteks
Selliste süsteemide redokspotentsiaali suurust ei määra mitte ainult suhe [Ox] : = ja pH = 0, teistel suurustel on samad väärtused nagu võrrandis (1). Bioloogiliste süsteemide redokspotentsiaal määratakse reeglina pH=7 juures ja väärtust e0-1,984·10-4·Т·рН tähistatakse e0-ga. Sel juhul on võrrand (2) järgmine:
Katseliselt määratakse redokspotentsiaal potentsiomeetriliselt (vt Potentsiomeetria). Isoleeritud rakkude ja muude bioloogiliste objektide redokspotentsiaali mõõdetakse sageli kolorimeetriliselt, kasutades redoks-indikaatoreid (vt.). Redokspotentsiaali väärtus on antud süsteemi oksüdeerimis- või redutseerimisvõime mõõt. Suurema redokspotentsiaaliga redokssüsteem oksüdeerib madalama redokspotentsiaaliga süsteemi. Seega, teades bioloogiliste redokssüsteemide redokspotentsiaali väärtusi, on võimalik määrata nendes toimuvate redoksreaktsioonide suund ja järjestus. Redokspotentsiaali tundmine võimaldab arvutada ka energiahulka, mis eraldub bioloogilistes süsteemides toimuvate oksüdatiivsete protsesside teatud etapis. Vaata ka Bioloogiline oksüdatsioon.
(OB) JA OB – ELEKTROODID.
Sõltuvalt oksüdatsiooni-redutseerimise mehhanismist võib erinevad OM-süsteemid jagada kahte tüüpi:
1. tüüp: OM – süsteemid, milles redoksprotsess on seotud ainult elektronide ülekandega, näiteks: Fe³ + +ē ↔ Fe² +
2. tüüp: OB-süsteemid, milles redoksprotsess on seotud mitte ainult elektronide, vaid ka prootonite ülekandega, näiteks:
C 6 H 4 O 2 + 2H + +2ē ↔ C 6 H 4 (OH) 2
kinoon hüdrokinoon
MnO4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4H 2O
Inertset metalli kombineerituna OM-süsteemiga nimetatakse oksüdatsiooni-redutseerimis- või redokselektroodiks ja sellel elektroodil tekkivat potentsiaali nimetatakse oksüdatsiooni-reduktsiooni (OR) või redokspotentsiaaliks.
Inertne metall võtab potentsiaali määravas reaktsioonis vaid kaudse osa, olles vahendajaks elektronide ülekandmisel aine Red redutseeritud kujult oksüdeerunud OX-le.
Kui inertne metall kastetakse lahusesse, mis sisaldab liigselt oksüdeeritud raua vormi, saab metallplaat positiivselt laetud (joonis 10 a)
Raua redutseeritud vormi liigse koguse korral laetakse plaatina pind negatiivselt (joonis 10 b).
Riis. 10. OB potentsiaali tekkimine
Elektronide ülekandumine ühelt ioonilt teisele läbi metalli viib metalli pinnale DES moodustumiseni.
Elektronidevaheline vahetus on võimalik ilma metallita. Kuid Fe²+ ja Fe³+ ioonid lahustuvad erineval viisil ja elektronide ülekandmiseks on vaja ületada energiabarjäär. Elektronide üleminekut Fe²+ ioonidelt metallile ja metalli pinnalt Fe³+ ioonile iseloomustab madalam aktivatsioonienergia.
Kui Fe²+ ja Fe³+ ioonide aktiivsus on võrdne, on plaatinaplaat positiivselt laetud, sest Fe3+ ioonide elektron-aktseptori võime on suurem kui Fe²+ elektronidoonori võime.
Petersi võrrand.
OM-potentsiaali kvantitatiivne sõltuvus OM-süsteemi olemusest (φ°r), oksüdeeritud ja redutseeritud vormide aktiivsuse suhtest, temperatuurist ja vesinikioonide aktiivsusest määratakse Petersi võrrandiga.
1. tüüp: φr = φ°r + ∙ ln
2. tüüp: φr = φ°r + ∙ ln
kus φr - OB - potentsiaal, V;
φ°r - standard OB - potentsiaal, V;
z on OB protsessis osalevate elektronide arv;
a (Ox) – oksüdeerunud vormi aktiivsus, mol/l;
a (Punane) – redutseeriva vormi aktiivsus, mol/l;
m on prootonite arv;
a(n +) – vesinikuioonide aktiivsus, mol/l.
Standardne OB potentsiaal on potentsiaal, mis tekib inertse metalli ja lahuse vahelisel liidesel, milles oksüdeeritud vormi aktiivsus on võrdne redutseeritud vormi aktiivsusega, ning teist tüüpi süsteemi puhul lisaks vesinikuioonide aktiivsus võrdub ühtsusega.
Pööratavate elektroodide klassifikatsioon.
Olles uurinud elektroodide tööpõhimõtet, võime järeldada, et potentsiaali määravates protsessides osalevate ainete omaduste ja konstruktsiooni järgi jagunevad kõik pööratavad elektroodid järgmistesse rühmadesse:
esimest tüüpi elektroodid;
Teist tüüpi elektroodid;
Ioonselektiivsed elektroodid;
Redokselektroodid.
1. Galvaanielement on süsteem, mis pigem toodab tööd kui tarbib, seetõttu on soovitav arvestada elemendi EMF positiivse väärtusena.
2. Elemendi EMF arvutatakse, lahutades vasaku elektroodi potentsiaali arvväärtuse parempoolse elektroodi potentsiaali arvväärtusest – “parem pluss” reegel. Seetõttu on elemendi ahel kirjutatud nii, et vasak elektrood on negatiivne ja parem elektrood on positiivne.
3. Esimese ja teise rea juhtide vaheline liides on tähistatud ühe joonega: Zn׀ZnSO4; Cu-CuSO4
4. Teist tüüpi juhtide vaheline liides on kujutatud punktiirjoonega: ZnSO4 (p) ׃ CuSO4 (p)
5. Kui kahe teist tüüpi juhtme vahelisel liidesel kasutatakse elektrolüüdi silda, tähistatakse seda kahe joonega: ZnSO4 (р) ׀׀ CuSO4 (р).
6. Ühe faasi komponendid eraldatakse komadega:
Pt|Fe³+, Fe²+ ; Pt, H2 |HCl(p)
7. Elektroodi reaktsioonivõrrand on kirjutatud nii, et oksüdeerivas vormis ained paiknevad vasakul ja redutseerival kujul paremal.
Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, millega kaasneb reageerivaid aineid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastme muutus. Oksüdatsiooniaste (n) viitab aatomi tingimuslikule laengule, mis arvutatakse eeldusel, et molekul koosneb ainult ioonidest. Teisisõnu: oksüdatsiooni olek- See on tingimuslik laeng, mille elemendi aatom omandaks, kui eeldame, et see võtab vastu või loobub teatud arvu elektronidest.
Oksüdatsioon-redutseerimine on üks, omavahel seotud protsess. Oksüdeerimine toob kaasa redutseerija oksüdatsiooniastme tõusu ja redutseerimise- oksüdeeriva aine sisalduse vähenemisele.
Aatomite oksüdatsiooniastme suurenemine või vähenemine kajastub elektroonilistes võrrandites: oksüdeerija võtab elektronid vastu ja redutseerija annab need ära. Pole vahet, kas elektronid liiguvad täielikult ühelt aatomilt teisele ja tekivad ioonsed sidemed või tõmmatakse elektronid ainult elektronegatiivsema aatomi poole ja tekib polaarne side. Aine võimet avaldada oksüdeerivaid, redutseerivaid või kahesuguseid (nii oksüdeerivaid kui redutseerivaid) omadusi saab hinnata oksüdeeriva ja redutseeriva aine aatomite oksüdatsiooniastme järgi.
Ühe või teise elemendi aatom selles kõrgeim aste oksüdatsioon ei saa seda suurendada (annetada elektrone) ja sellel on ainult oksüdeerivad omadused ning madalaimas oksüdatsiooniastmes ei saa seda alandada (elektrone vastu võtta) ja sellel on ainult redutseerivad omadused. Vahepealse oksüdatsiooniastmega elemendi aatomil võivad olla nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused. Näiteks:
Redoksreaktsioonide käigus ei pruugi aatomite valents muutuda. Näiteks redoksreaktsioonis H° 2 + C1° 2 = H + Cl - vesiniku ja kloori aatomite valents enne ja pärast reaktsiooni on võrdne ühega. Nende oksüdatsiooniaste on muutunud. Valentsus määrab antud aatomi poolt moodustatud sidemete arvu ja seetõttu puudub sellel laengu märk. Oksüdatsiooniastmel on pluss- või miinusmärk.
Näide 1. Põhineb oksüdatsiooniastmel (P) lämmastik, väävel ja mangaan ühendites NH 3, HNO 2, HNO 3, H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4, MnO 2 ja KMnO 4, tehke kindlaks, millised neist võivad olla ainult redutseerijad, ainult oksüdeerivad ained ja millel on nii oksüdeerivad kui redutseerivad omadused.
Lahendus. Lämmastiku oksüdatsiooniaste nendes ühendites on vastavalt võrdne: -3 (madalaim), +3 (keskmine), +5 (kõrgeim); n(S) on vastavalt võrdne: -2 (madalaim), +4 (keskmine), +6 (kõrgeim); n(Mn) on vastavalt võrdne: + 4 (keskmine), +7 (kõrgeim). Seega: NH 3, H 2 S - ainult redutseerivad ained; HNO 3, H 2 SO 4, KMnOd - ainult oksüdeerivad ained; HNO 2, H 2 SO 3, MnO 2 - oksüdeerivad ja redutseerivad ained.
Näide 2. Kas redoksreaktsioonid võivad toimuda järgmiste ainete vahel: a) H 2 S ja HI; b) H2S ja H2S03; c) H2SO3 ja HC1O4?
Lahendus: a) oksüdatsiooniaste H2S-s w(S) = -2; HI-s ja (1) = -1. Kuna nii väävel kui ka jood on oma madalaimas oksüdatsiooniastmes, on mõlemal ainel ainult redutseerivad omadused ja nad ei saa üksteisega suhelda;
b) H2S-s n(S) = -2 (madalaim), H2S03-s n(S) = +4 (vaheühend);
Järelikult on nende ainete koostoime võimalik ja H2SO3 on oksüdeeriv aine;
c) H2S03-s n(S) = +4 (vaheühend); HC1O 4-s n(C1) = +7 (kõrgeim). Võetud ained võivad interakteeruda, sel juhul on H2SO3-l redutseerivad omadused.
Näide 3. Kirjutage redoksreaktsiooni võrrandid järgmise skeemi järgi:
+7 +3 +2 +5
KMnO4 +H3PO3 +H2SO4 →MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O
Lahendus. Kui ülesandepüstitus sisaldab nii lähteaineid kui ka nende vastasmõju produktisid, taandub reaktsioonivõrrandi kirjutamine reeglina koefitsientide leidmisele ja järjestamisele. Koefitsiendid määratakse elektroonilise tasakaalu meetodil, kasutades elektroonilisi võrrandeid. Arvutame välja, kuidas redutseerija ja oksüdeerija oksüdatsiooniaste muutub, ja kajastame seda elektroonilistes võrrandites:
redutseerija 5 P 3+ - 2e - = P 5+ oksüdatsiooniprotsess
oksüdeerija 2 Mn 7+ + 5e - = Mn 2+ redutseerimisprotsess
Redutseerija poolt ära antud elektronide koguarv peab olema võrdne oksüdeeriva aine poolt saadud elektronide arvuga. Antud ja vastuvõetud elektronide ühine vähim kordaja on kümme. Jagades selle arvu 5-ga, saame oksüdeerija ja selle redutseerimisprodukti koefitsiendi 2 ning 10 jagamisel 2-ga saame redutseerija ja selle oksüdatsiooniprodukti koefitsiendi 5. Ainete koefitsient, mille aatomid ei muuda oma oksüdatsiooniastet, leitakse valiku teel. Reaktsioonivõrrand on järgmine:
2KMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5H3PO4 + K2SO4 + ZN2O
Näide 4. Kirjutage tsingi ja kontsentreeritud väävelhappe vahelise reaktsiooni võrrand, võttes arvesse viimase maksimaalset redutseerimist.
Lahendus. Tsingil, nagu igal metallil, on ainult redutseerivad omadused. Kontsentreeritud väävelhappes kuulub oksüdeeriv funktsioon väävlile (+6). Väävli maksimaalne redutseerimine tähendab, et see omandab minimaalse oksüdatsiooniastme. Väävli minimaalne oksüdatsiooniaste as lk-VIA grupi element on -2. Tsingil kui IIB rühma metallil on konstantne oksüdatsiooniaste +2. Peegeldame elektroonilistes võrrandites öeldut:
redutseerija Zn - 2e - = Zn 2+ oksüdatsiooniprotsess
oksüdeeriv aine S 6+ + 8e - = S 2- redutseerimisprotsess
Koostame reaktsioonivõrrandi:
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Enne H 2 SO 4 on koefitsient 5, mitte 1, sest nelja Zn 2+ iooni sidumiseks kasutatakse nelja H 2 SO 4 molekuli.
Näide 5. Redoksreaktsiooni suuna määramine redokspotentsiaali väärtuse järgi. Kas K 2 Cr 2 O 7 on võimalik kasutada oksüdeeriva ainena happelises keskkonnas järgmistes protsessides standardtingimustes:
a) 2 F – –2 e – F = + 2,85 V;
b) 2 Cl – – 2 e – Cl 2 = + 1,36 V;
c) 2 Br – – 2 e – Br 2 = + 1,06 V;
d) 2 I – –2 e – I 2 = + 0,54 V.
Süsteemi standardne redokspotentsiaal: = 1,33 V.
Lahendus: Redoksreaktsiooni suuna määramiseks on vaja määrata EMF:
EMF = oksüdatsioon - taastatud
kus oksiid on oksüdeeriva aine potentsiaal;
Redutseerimine – redutseerija potentsiaal.
Reaktsioon on võimalik, kui EMF on 0. Redoksreaktsioonide esinemise võimaluse kindlakstegemiseks määrame järgmiste süsteemide emf:
a) F / 2F – II (Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 – 2,85 = –1,52 V;
b) Cl 2 / 2 Cl – II (Cr 2 O 7) –2 + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 –1,36 = – 0,03 V;
c) Br 2 / 2 Br – II (Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 –1,06 = + 0,27 V;
d) I 2 / 2 I - II (Cr 2 O 7) 2 - + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 –0,54 = + 0,79 V.
Seega saab kaaliumdikromaat K 2 Cr 2 O 7 kasutada oksüdeeriva ainena ainult järgmistes protsessides:
2 Br – – 2 e – Br
2 I – – 2 e – I
Näide 6. Redoksreaktsiooni toimumise võimaluse määramine Gibbsi energia (isobaar-isotermilise potentsiaali) muutuse suuruse järgi. Millises suunas reaktsioon kulgeb?
2 NO 2 (g) + H2O (l) = 2 HNO 3 (vesi) + NO (g).
Kui standardsed Gibbsi energiaväärtused on võrdsed.