Dalam pembentukan sifat kimia tanah, proses redoks menempati salah satu tempat terdepan. Faktor terpenting yang menentukan keadaan redoks cakrawala tanah adalah oksigen dari udara tanah dan larutan tanah, oksida dan senyawa besi dari besi, mangan, nitrogen, belerang, bahan organik, dan mikroorganisme.
Reaksi oksidasi dan reduksi selalu berlangsung secara bersamaan. Oksidasi suatu zat yang berpartisipasi dalam reaksi disertai dengan reduksi zat lain.
Proses redoks dipahami sebagai proses di mana, sebagai tahap yang memungkinkan, transisi elektron dari satu partikel suatu zat ke partikel lainnya disertakan. Oksidasi adalah reaksi di mana oksigen ditambahkan ke suatu zat atau suatu zat kehilangan hidrogen atau elektron. Pemulihan adalah hilangnya oksigen oleh suatu zat, penambahan hidrogen atau elektron ke suatu zat.
Kemampuan suatu tanah untuk mengalami reaksi redoks diukur dengan potensial redoks (ORP).
Potensi redoks sehubungan dengan hidrogen disebut Eh. Nilai ini tergantung pada konsentrasi dan rasio zat pengoksidasi dan zat pereduksi yang terbentuk dalam proses pembentukan tanah. Karena adanya sistem redoks tertentu di cakrawala tanah, beda potensial (Eh) dapat ditentukan dalam milivolt dengan menggunakan sepasang elektroda yang dibenamkan di dalam tanah. Nilai Eh pada berbagai jenis tanah dan horizon tanah bervariasi antara 100–800 mV, dan terkadang memiliki nilai negatif. Nilai Eh sangat tergantung pada kondisi asam-basa lingkungan, vegetasi dan mikroorganisme.
Dalam kondisi tanah, sebagian besar komponen yang terlibat dalam reaksi redoks diwakili oleh fase padat. Dalam reaksi yang melibatkan fase padat, tanah akan memperlihatkan kapasitas penyangga yang tinggi hingga komponen-komponen ini bereaksi. Kapasitas penyangga adalah kemampuan tanah untuk menahan perubahan ORP di bawah pengaruh eksternal. Konsep ini mencirikan stabilitas sistem redoks tanah dalam kondisi dinamis alami dan dapat disebut penyangga dinamis. Dalam pengaturan alami, zat humat dan mineral besi hidroksida bereaksi dengan kecepatan rendah.
Tanah mengandung sekumpulan besar sistem redoks: Fe3+ - Fe2+, Mn2+ - Mn3+ - Mn4+, Cu+ - Cu2+, Co2+ - Co3+, NO3‾ - NO2‾ - NH3‾, S6‾ - S2‾.
Ada sistem redoks reversibel dan ireversibel. Dapat dibalik adalah sistem yang dalam proses mengubah rezim redoks tidak mengubah total stok komponen. Sistem ireversibel dalam proses perubahan rezim redoks kehilangan beberapa zat. Zat-zat ini berubah menjadi gas atau endapan. Sebagai aturan, sistem ireversibel mendominasi tanah.
Sistem redoks reversibel meliputi:
Sistem Fe3+ ⇆Fe2+. Sistem ini menempati tempat khusus di antara sistem yang dapat dibalik. Ini peka terhadap perubahan sekecil apa pun di lingkungan redoks. Kelarutan senyawa besi sangat rendah. Migrasi senyawa besi dimungkinkan terutama dalam bentuk senyawa besi pada kondisi keasaman tinggi dan Eh rendah.
Sistem Mn2+ ⇆ Mn4+. Sistem ini sangat sensitif terhadap perubahan ORP. Senyawa mangan tetravalen tidak larut dalam kondisi tipikal cakrawala tanah. Mangan yang dapat ditukar bersifat divalen. Konsentrasi ion mangan divalen dengan peningkatan keasaman dan penurunan Eh meningkat puluhan ribu kali. Migrasi senyawa mangan selama proses pembentukan tanah dalam arah vertikal dan horizontal mirip dengan migrasi senyawa besi.
Sistem redoks ireversibel meliputi:
Sistem NO3 → NO2 → NO → N. Proses nitrifikasi dan akumulasi nitrat terjadi dalam kondisi rezim pengoksidasi dan pada Eh 400-500 mV yang tinggi. Kelembaban tanah mengurangi Eh dan mendorong perkembangan proses denitrifikasi.
Sistem sulfat ⇆ sulfida. Sistem redoks ini memainkan peran penting di semua tanah yang mengandung garam sulfat. Dengan partisipasi mikroorganisme, sistem sulfat-sulfida dengan adanya bahan organik dan kekurangan oksigen bergeser ke arah sulfida. Ada proses reduksi sulfat menjadi logam belerang:
Na2SO4 + 2C = Na2S + CO2
Di bawah pengaruh karbon dioksida yang ada di dalam tanah, logam belerang mudah terurai dan membentuk bikarbonat dan karbonat dari logam alkali dan alkali tanah. Dalam hal ini, proses reduksi sulfat terjadi:
Na2S + H2CO3 = Na2CO3 + H2S
Namun, kandungan unsur-unsur dengan valensi variabel dalam larutan tanah cukup rendah. Oleh karena itu, larutan tanah memiliki kapasitas OM dan kapasitas penyangga yang rendah, serta nilai Eh tidak stabil.
Oksigen terlarut dalam larutan tanah, mikroflora tanah, dan air memiliki pengaruh yang lebih signifikan terhadap proses OM dalam tanah.
Hampir semua reaksi tanah terjadi di lingkungan akuatik, dan air itu sendiri dapat bertindak baik sebagai zat pengoksidasi maupun sebagai zat pereduksi.
Menurut ciri-ciri jalannya proses redoks, tiga rangkaian tanah dibedakan: 1) tanah automorfik dengan dominasi lingkungan pengoksidasi, 2) tanah dengan lingkungan gley pereduksi, 3) tanah dengan lingkungan hidrogen sulfida pereduksi.
Transformasi residu tanaman, akumulasi dan komposisi bahan organik yang terbentuk, dan akibatnya, pembentukan profil tanah terkait erat dengan proses OM.
proses interaksi antara dua zat di mana reaksi oksidasi yang dapat dibalik dari satu zat terjadi karena reduksi zat lain dan campuran ion teroksidasi dan tereduksi terbentuk dalam medium, misalnya. - Fe"" dan Fe", Sn" dan Sn"", dll. Tingkat intensitas sistem redoks ditentukan oleh nilai potensial redoks Eh, yang dinyatakan dalam volt, dalam kaitannya dengan potensial hidrogen normal elektroda.
Semakin positif potensial sistem, semakin banyak sifat pengoksidasi yang dimilikinya. Potensi yang diperoleh dalam sistem yang mengandung ion teroksidasi dan tereduksi dengan konsentrasi yang sama, disebut. normal.
O.o.-v. Dengan. sesuai dengan besarnya potensial normal, mereka dapat disusun dalam satu baris, dengan masing-masing sistem menjadi zat pengoksidasi dalam kaitannya dengan sistem dengan potensial normal lebih negatif, dan zat pereduksi dalam kaitannya dengan sistem dengan potensial normal lebih positif . Sistem redoks memainkan peran penting dalam pembentukan mineral, transformasi bahan organik dalam batuan sedimen, dll.
Setara zat atau Setara adalah partikel nyata atau bersyarat yang dapat menempel, melepaskan, atau setara dengan kation hidrogen dalam reaksi pertukaran ion atau elektron dalam reaksi redoks.
Misalnya, dalam reaksi:
NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O
yang setara akan menjadi partikel nyata - ion Na +, dalam reaksi
partikel imajiner ½Zn(OH) 2 akan setara.
Setara zat juga sering digunakan untuk mengartikan jumlah ekuivalen zat atau jumlah zat yang setara- jumlah mol zat yang setara dengan satu mol kation hidrogen dalam reaksi yang ditinjau.
[sunting] Massa setara
Massa setara adalah massa dari satu ekuivalen zat tertentu.
[sunting] Massa molar ekivalen suatu zat
Setara massa molar biasanya dilambangkan sebagai atau . Perbandingan massa molar ekuivalen suatu zat dengan massa molarnya sendiri disebut faktor kesetaraan(biasanya dilambangkan dengan ).
Massa molar ekuivalen suatu zat adalah massa satu mol ekuivalen, sama dengan hasil kali faktor ekivalen dengan massa molar zat tersebut.
M eq = f eq ×M
[sunting] Faktor kesetaraan
Rasio massa molar ekuivalen dengan massa molarnya sendiri disebut faktor kesetaraan(biasanya dilambangkan dengan ).
[sunting] Nomor persamaan
Nomor ekuivalen z adalah bilangan bulat positif kecil yang sama dengan jumlah ekuivalen beberapa zat yang terkandung dalam 1 mol zat ini. Faktor ekuivalen berhubungan dengan bilangan ekuivalen z relasi berikut: =1/z.
Misalnya, dalam reaksi:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H 2O
Setara dengan partikel ½Zn(OH) 2 . Angka ½ adalah faktor kesetaraan, z dalam hal ini adalah 2
* - untuk gas inert Z = 1
Faktor kesetaraan membantu merumuskan hukum kesetaraan.
[sunting] Hukum persamaan
Sebagai hasil karya I. V. Richter (1792-1800), hukum persamaan ditemukan:
§ Semua zat bereaksi dalam perbandingan yang setara.
§ rumus menyatakan Hukum Setara: m 1 E 2 \u003d m 2 E 1
§ Setara elektrokimia- jumlah zat yang harus dilepaskan pada elektroda, menurut hukum Faraday, ketika satu unit listrik melewati elektrolit:
§ dimana adalah konstanta Faraday.
§ konstanta Faraday, adalah konstanta fisika yang menentukan hubungan antara sifat elektrokimia dan fisik suatu zat.
§ Konstanta Faraday adalah C mol −1 .
§ Konstanta Faraday dimasukkan sebagai konstanta di hukum kedua Faraday(hukum elektrolisis).
§ Secara numerik, konstanta Faraday sama dengan muatan listrik, selama perjalanannya melalui elektrolit pada elektroda, (1 / z) mol zat A dilepaskan dalam rumus:
di mana: 
adalah jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi.
§ Untuk konstanta Faraday, hubungan berikut benar:
§ dimana adalah muatan elementer, dan adalah bilangan Avogadro.
Isotop(dari bahasa Yunani lainnya ισος - "setara", "sama", dan τόπος - "tempat") - varietas atom (dan inti) dari unsur kimia yang sama dengan jumlah neutron yang berbeda dalam inti. Nama tersebut karena fakta bahwa isotop berada di tempat yang sama (dalam sel yang sama) dari tabel periodik. Sifat kimia atom secara praktis hanya bergantung pada struktur kulit elektron, yang, pada gilirannya, ditentukan terutama oleh muatan inti. Z(yaitu, jumlah proton di dalamnya) dan hampir tidak bergantung pada nomor massanya SEBUAH(yaitu, jumlah total proton Z dan neutron N). Semua isotop dari unsur yang sama memiliki muatan inti yang sama, hanya berbeda dalam jumlah neutronnya. Biasanya isotop dilambangkan dengan simbol unsur kimia yang dimilikinya, dengan penambahan indeks kiri atas yang menunjukkan nomor massa (misalnya, 12 C, 222 Rn). Anda juga dapat menuliskan nama unsur dengan nomor massa yang diberi tanda penghubung (misalnya, karbon-12, radon-222). Beberapa isotop memiliki nama diri tradisional (misalnya, deuterium, aktinon).
Contoh isotop: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - tiga isotop oksigen yang stabil.
[sunting] Terminologi
Posisi utama IUPAC adalah bahwa istilah tunggal yang tepat untuk atom (atau inti) dari unsur kimia yang sama dengan massa atom yang sama adalah nuklida, dan istilah tersebut isotop dapat digunakan untuk menunjuk satu set nuklida dari satu elemen. Ketentuan isotop diusulkan dan digunakan awalnya dalam bentuk jamak, karena setidaknya dua jenis atom diperlukan untuk perbandingan. Di masa depan, penggunaan istilah dalam bentuk tunggal menjadi banyak digunakan dalam praktik - isotop. Selain itu, istilah jamak sering digunakan untuk merujuk pada kumpulan nuklida apa pun, dan bukan hanya satu elemen, yang juga salah. Saat ini, posisi organisasi ilmiah internasional belum dibawa ke keseragaman dan istilah isotop terus digunakan secara luas, termasuk dalam materi resmi berbagai divisi IUPAC dan IUPAP. Ini adalah salah satu contoh bagaimana arti istilah, yang awalnya tertanam di dalamnya, berhenti sesuai dengan konsep yang digunakan istilah ini (contoh buku teks lainnya adalah atom, yang bertentangan dengan namanya, tidak dapat dibagi) .
[sunting] Sejarah penemuan isotop
Bukti pertama bahwa zat yang memiliki perilaku kimia yang sama dapat memiliki sifat fisik yang berbeda berasal dari studi transformasi radioaktif atom unsur berat. Pada tahun 1906-07, menjadi jelas bahwa produk peluruhan radioaktif uranium, ionium, dan produk disintegrasi radioaktif, radiothorium, memiliki sifat kimia yang sama dengan thorium, tetapi berbeda dalam massa atom dan karakteristik radioaktif. membusuk. Belakangan diketahui bahwa ketiga produk tersebut memiliki spektrum optik dan sinar-X yang sama. Zat semacam itu, identik dalam sifat kimianya, tetapi berbeda dalam massa atom dan beberapa sifat fisik, atas saran ilmuwan Inggris F. Soddy, mulai disebut isotop.
[sunting] Isotop di alam
Dipercayai bahwa komposisi isotop unsur-unsur di Bumi adalah sama di semua materi. Beberapa proses fisik di alam menyebabkan pelanggaran komposisi unsur isotop (alam fraksinasi karakteristik isotop unsur ringan, serta pergeseran isotop selama peluruhan isotop alami berumur panjang). Akumulasi bertahap dalam mineral inti - produk peluruhan dari beberapa nuklida berumur panjang digunakan dalam geokronologi nuklir.
[sunting] Penggunaan isotop oleh manusia
Dalam kegiatan teknologi, orang telah belajar mengubah komposisi isotop unsur untuk mendapatkan sifat material tertentu. Misalnya, 235 U mampu melakukan reaksi berantai fisi neutron termal dan dapat digunakan sebagai bahan bakar untuk reaktor nuklir atau senjata nuklir. Namun, uranium alami hanya mengandung 0,72% dari nuklida ini, sedangkan reaksi berantai secara praktis hanya dapat dilakukan jika kandungan 235 U minimal 3%. Karena kedekatan sifat fisikokimia isotop unsur berat, prosedur pengayaan isotop uranium merupakan tugas teknologi yang sangat kompleks, yang hanya dapat diakses oleh selusin negara di dunia. Di banyak cabang sains dan teknologi (misalnya, dalam radioimmunoassay), label isotop digunakan.
konstanta disosiasi- sejenis konstanta kesetimbangan yang menunjukkan kecenderungan benda besar untuk berdisosiasi (terpisah) secara reversibel menjadi benda-benda kecil, seperti ketika kompleks terurai menjadi molekul penyusunnya, atau ketika garam terpisah menjadi ion dalam larutan berair . Konstanta disosiasi biasanya dilambangkan Kd dan kebalikan dari konstanta asosiasi. Dalam kasus garam, konstanta disosiasi terkadang disebut konstanta ionisasi.
Dalam reaksi umum
dimana kompleks A x B y rusak menjadi x unit A dan y unit B, konstanta disosiasi didefinisikan sebagai berikut:
di mana [A], [B] dan masing-masing adalah konsentrasi A, B dan kompleks A x B y.
[sunting] Definisi
Disosiasi elektrolit elektrolit lemah, menurut teori Arrhenius, adalah reaksi reversibel, yaitu dapat secara skematis diwakili oleh persamaan (untuk ion monovalen :):
KA ↔ K++ A- ,
§ KA - senyawa yang tidak terdisosiasi;
§ K + - kation;
§ A − - anion.
Konstanta kesetimbangan dari reaksi semacam itu dapat dinyatakan dengan persamaan:
 ,
| (1) |
§ - konsentrasi senyawa yang tidak terdisosiasi dalam larutan;
§ - konsentrasi kation dalam larutan;
§ - konsentrasi anion dalam larutan.
Konstanta kesetimbangan dalam kaitannya dengan reaksi disosiasi disebut konstanta disosiasi.
[sunting] Disosiasi elektrolit dengan ion polivalen
Dalam kasus disosiasi elektrolit dengan ion multivalen, disosiasi terjadi secara bertahap, dan setiap langkah memiliki nilai konstanta disosiasi sendiri.
Contoh: Disosiasi asam polibasa (borat) [ sumber tidak ditentukan 332 hari] :
Tahap I : H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 -,
Tahap II : H 2 BO 3 - ↔ H + + HBO 3 2 - ,
Tahap III: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3− ,
Tingkat disosiasi pertama untuk elektrolit semacam itu selalu jauh lebih besar daripada yang berikutnya, yang berarti bahwa disosiasi senyawa tersebut berlangsung terutama melalui tahap pertama.
[sunting] Hubungan antara konstanta disosiasi dan derajat disosiasi
Berdasarkan definisi derajat disosiasi, untuk elektrolit KA pada reaksi disosiasi = = α·c, = c - α·c = c·(1 - α), dimana α adalah derajat disosiasi elektrolit.
| , | (2) |
Ungkapan ini disebut hukum pengenceran Ostwald. Untuk α yang sangat kecil (α<<1) K=cα² и
jadi, dengan peningkatan konsentrasi elektrolit, derajat disosiasi menurun, dan dengan penurunan, itu meningkat. Hubungan antara konstanta disosiasi dan derajat disosiasi dijelaskan lebih rinci dalam artikel Hukum Pengenceran Ostwald.
[sunting] Perbedaan antara hasil eksperimen dan model Arrhenius, penurunan konstanta disosiasi melalui aktivitas
Perhitungan di atas didasarkan pada teori Arrhenius yang terlalu kasar dan tidak memperhitungkan faktor interaksi elektrostatik ion. Penyimpangan dari keadaan ideal dalam larutan elektrolit terjadi pada konsentrasi yang sangat rendah, karena gaya interionik berbanding terbalik dengan kotak jarak antara pusat ion, sedangkan gaya antarmolekul berbanding terbalik derajat ketujuh jarak, yaitu, gaya interionik, bahkan dalam larutan encer, ternyata jauh lebih besar daripada gaya antarmolekul.
Lewis menunjukkan bahwa persamaan sederhana dapat dipertahankan untuk solusi nyata (lihat di atas) jika alih-alih konsentrasi ion, kami memperkenalkan fungsinya, yang disebut aktivitas. Aktivitas (a) terkait dengan konsentrasi (c) melalui faktor koreksi γ yang disebut faktor aktivitas:
sebuah = γ c
Dengan demikian, ekspresi untuk tetapan kesetimbangan, menurut Arrhenius dijelaskan oleh persamaan (1), menurut Lewis akan menjadi seperti:
§ 
;
§ 
;
Dalam teori Lewis, hubungan antara konstanta dan derajat disosiasi (dalam teori Arrhenius ditulis dengan persamaan (2) dinyatakan dengan hubungan:
Jika tidak ada pengaruh lain yang menyimpangkan larutan dari keadaan ideal, maka molekul yang tidak terdisosiasi berperilaku seperti gas ideal dan γ KA = 1, dan ekspresi sebenarnya dari hukum pengenceran Ostwald akan berbentuk:
§ adalah koefisien aktivitas rata-rata elektrolit.
Untuk c→0 dan γ→1, persamaan hukum pengenceran Ostwald di atas berbentuk (2). Semakin banyak elektrolit terdisosiasi, semakin cepat nilai koefisien aktivitas γ menyimpang dari satu, dan semakin cepat hukum pengenceran klasik dilanggar.
[sunting] Konstanta disosiasi elektrolit kuat
Elektrolit kuat berdisosiasi hampir seluruhnya (reaksi tidak dapat diubah), oleh karena itu, penyebut ekspresi konstanta disosiasi adalah nol, dan seluruh ekspresi cenderung tak terhingga. Jadi, untuk elektrolit kuat, istilah "konstanta disosiasi" tidak ada artinya.
[sunting] Contoh perhitungan
[sunting] Disosiasi air
Air adalah elektrolit lemah yang berdisosiasi sesuai dengan persamaan
Konstanta disosiasi air pada 25 °C adalah
Mengingat pada sebagian besar larutan air berbentuk molekul (konsentrasi ion H + dan OH - rendah), dan mengingat massa molar air adalah 18,0153 g / mol, dan kerapatan pada suhu 25 ° C adalah 997,07 g / l, air murni sesuai dengan konsentrasi = 55,346 mol/l. Oleh karena itu, persamaan sebelumnya dapat ditulis ulang sebagai
Penerapan rumus perkiraan memberikan kesalahan sekitar 15%:
Berdasarkan nilai derajat disosiasi yang ditemukan, kami menemukan pH larutan:
Derajat disosiasi- nilai yang mencirikan keadaan kesetimbangan dalam reaksi disosiasi dalam sistem homogen (homogen).
Derajat disosiasi α sama dengan rasio jumlah molekul terdisosiasi n ke jumlah n + N, di mana N adalah jumlah molekul yang tidak terdisosiasi. Seringkali α dinyatakan sebagai persentase. Derajat disosiasi bergantung pada sifat elektrolit terlarut dan konsentrasi larutan.
[sunting] Contoh
Untuk asam asetat CH 3 COOH, nilai α adalah 4% (dalam larutan 0,01M). Ini berarti bahwa dalam larutan berair asam, hanya 4 dari setiap 100 molekul yang terdisosiasi, yaitu dalam bentuk ion H + dan CH 3 COO −, sedangkan 96 molekul sisanya tidak terdisosiasi.
[sunting] Metode definisi
§ sesuai dengan konduktivitas listrik dari solusi
§ untuk menurunkan titik beku
[sunting] Derajat disosiasi imajiner
Karena elektrolit kuat berdisosiasi hampir sempurna, diharapkan koefisien isotoniknya sama dengan jumlah ion (atau atom terpolarisasi) dalam satuan rumus (molekul). Namun pada kenyataannya koefisien ini selalu lebih kecil dari yang ditentukan oleh rumus. Misalnya, koefisien isotonik untuk larutan NaCl 0,05 mol adalah 1,9 bukannya 2,0 (untuk larutan magnesium sulfat dengan konsentrasi yang sama, saya= 1,3). Ini dijelaskan oleh teori elektrolit kuat, yang dikembangkan pada tahun 1923 oleh P. Debye dan E. Hückel: pergerakan ion dalam larutan dihalangi oleh cangkang solvasi yang terbentuk. Selain itu, ion berinteraksi satu sama lain: yang bermuatan berlawanan menarik, dan yang bermuatan juga menolak; kekuatan tarik-menarik timbal balik mengarah pada pembentukan kelompok ion yang bergerak melalui solusi bersama. Kelompok seperti itu disebut asosiasi ion atau pasangan ion. Oleh karena itu, solusinya berperilaku seolah-olah mengandung lebih sedikit partikel daripada yang sebenarnya, karena kebebasan bergeraknya terbatas. Contoh paling jelas menyangkut konduktivitas listrik dari solusi λ , yang meningkat dengan pengenceran larutan. Melalui rasio konduktivitas listrik nyata dengan pengenceran tak terhingga, tentukan derajat disosiasi imajiner elektrolit kuat disebut juga α :
,
di mana nim- imajiner, dan n disslv. adalah jumlah sebenarnya partikel dalam larutan.
blok sewa
Reaksi redoks adalah reaksi yang terjadi dengan perubahan keadaan oksidasi dua atau lebih zat.
Keadaan oksidasi- ini adalah muatan bersyarat pada atom, jika kita mengasumsikan bahwa molekul diciptakan oleh mekanisme ionik (atau - ini adalah jumlah elektron yang diterima atau diberikan).
Pemulih- atom, molekul, ion - menyumbangkan elektron.
Oksidator- atom, molekul, ion - menerima elektron.
Agen pereduksi berpartisipasi dalam proses oksidasi dengan meningkatkan keadaan oksidasi mereka.
Agen pengoksidasi - berpartisipasi dalam proses reduksi, menurunkan tingkat oksidasinya.
Jenis-jenis reaksi redoks
1. Antarmolekul - reaksi di mana atom pengoksidasi dan pereduksi berada dalam molekul zat yang berbeda, misalnya:
H2S + Cl2 → S + 2HCl
2. Intramolekul- reaksi di mana atom pengoksidasi dan pereduksi berada dalam molekul dari zat yang sama, misalnya:
2H2O → 2H2 + O2
3. Disproporsionasi(self-oxidation-self-recovery) - reaksi di mana unsur yang sama bertindak baik sebagai zat pengoksidasi dan sebagai zat pereduksi, misalnya:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
4. Reproporsionasi (sebanding, kontradisproporsi) - reaksi di mana satu keadaan oksidasi diperoleh dari dua keadaan oksidasi berbeda dari unsur yang sama:
Jenis reaksi redoks dalam tubuh manusia.
Reaksi dehidrogenasi: SH2 + HAD+= S + HADH+H+
Kehilangan elektron: O20 + 1eO2-
Transfer 2Н+ dari substrat tereduksi ke molekul oksigen: SH2 + O20 + 2e= S + H2O
Lampiran oksigen ke substrat: SH2 + 1/2O20 + 2e= HO - S -H
Mekanisme terjadinya potensi elektroda dan redoks. persamaan Nernst-Peters.
Ukuran kemampuan redoks zat adalah potensi redoks. Mari kita perhatikan mekanisme munculnya potensi tersebut. Ketika logam reaktif (Zn, Al) direndam dalam larutan garamnya, misalnya Zn dalam larutan ZnSO4, tambahan pembubaran logam terjadi sebagai akibat dari proses oksidasi, pembentukan pasangan, pasangan ganda lapisan listrik pada permukaan logam, dan munculnya potensial pasangan Zn2+/Zn°.
Logam yang direndam dalam larutan garamnya, seperti seng dalam larutan seng sulfat, disebut elektroda jenis pertama. Ini adalah elektroda dua fase yang bermuatan negatif. Potensi terbentuk sebagai hasil dari reaksi oksidasi (Gbr. 8.1). Ketika logam dengan aktivitas rendah (Cu) direndam dalam larutan garamnya, proses sebaliknya diamati. Pada antarmuka antara logam dan larutan garam, logam diendapkan sebagai hasil reduksi ion yang memiliki kapasitas akseptor elektron yang tinggi, yang disebabkan oleh muatan inti yang tinggi dan jari-jari ion yang kecil. Elektroda bermuatan positif, kelebihan anion garam membentuk lapisan kedua di ruang dekat elektroda, dan potensial elektroda dari pasangan Cu2+/Cu° muncul. Potensi terbentuk sebagai hasil dari proses pemulihan (Gbr. 8.2). Mekanisme, besaran dan tanda potensial elektroda ditentukan oleh struktur atom yang terlibat dalam proses elektroda.
Jadi, potensi yang muncul pada antarmuka antara logam dan larutan sebagai akibat dari proses oksidasi dan reduksi yang terjadi dengan partisipasi logam (elektroda) dan pembentukan lapisan listrik ganda disebut potensial elektroda.
Jika elektron dipindahkan dari pelat seng ke pelat tembaga, maka kesetimbangan pada pelat tersebut terganggu. Untuk melakukan ini, kami menghubungkan pelat seng dan tembaga yang direndam dalam larutan garamnya dengan konduktor logam, larutan elektroda dekat dengan jembatan elektrolit (tabung dengan larutan K2SO4) untuk menutup sirkuit. Oksidasi setengah reaksi berlangsung pada elektroda seng:
dan pada tembaga - setengah reaksi reduksi:
Arus listrik disebabkan oleh reaksi redoks total:
Arus listrik muncul di sirkuit. Alasan terjadinya dan aliran arus listrik (EMF) dalam sel galvanik adalah perbedaan potensial elektroda (E) - gbr. 8.3.
Beras. 8.3. Diagram sirkuit listrik dari sel galvanik
Sel galvanik- sistem di mana energi kimia dari proses redoks diubah menjadi energi listrik. Sirkuit kimia sel galvanik biasanya ditulis sebagai diagram pendek, di mana elektroda yang lebih negatif ditempatkan di sebelah kiri, pasangan yang terbentuk pada elektroda ini ditunjukkan oleh garis vertikal, dan lompatan potensial ditampilkan. Dua garis menandai batas antara solusi. Muatan elektroda ditunjukkan dalam tanda kurung: (-) Zn°|Zn2+||Cu2+|Cu° (+) - skema sirkuit kimia sel galvanik.
Potensi redoks pasangan bergantung pada sifat peserta dalam proses elektroda dan rasio konsentrasi kesetimbangan bentuk teroksidasi dan tereduksi dari peserta dalam proses elektroda dalam larutan, suhu larutan, dan dijelaskan oleh persamaan Nerst.
Sifat kuantitatif sistem redoks adalah potensial redoks, timbul pada batas fase platina - larutan berair. Nilai potensial dalam satuan SI diukur dalam volt (V) dan dihitung dari persamaan Nernst-Peters:
di mana a(Ox) dan a(Red) masing-masing adalah aktivitas bentuk teroksidasi dan tereduksi; R- konstanta gas universal; T- suhu termodinamika, K; F- Konstanta Faraday (96.500 C/mol); n adalah jumlah elektron yang terlibat dalam proses redoks elementer; a - aktivitas ion hidronium; m- koefisien stoikiometri di depan ion hidrogen dalam setengah reaksi. Nilai φ° adalah potensial redoks standar, yaitu potensial diukur dalam kondisi a(Oх) = a(Merah) = a(H+) = 1 dan suhu tertentu.
Potensi standar sistem 2H+/H2 diasumsikan 0 V. Potensi standar adalah nilai referensi dan ditabulasikan pada suhu 298K. Lingkungan yang sangat asam tidak khas untuk sistem biologis, oleh karena itu, untuk mengkarakterisasi proses yang terjadi dalam sistem kehidupan, potensial formal lebih sering digunakan, yang ditentukan pada kondisi a(Ox) = a(Red), pH 7,4, dan suhu 310 K (tingkat fisiologis). Saat menulis potensial, uap diindikasikan sebagai pecahan, dengan pengoksidasi ditulis di pembilang dan zat pereduksi di penyebut.
Untuk 25 °C (298K) setelah substitusi nilai konstanta (R = 8,31 J/mol deg; F= 96 500 C/mol) persamaan Nernst berbentuk sebagai berikut:
di mana φ° adalah potensial redoks standar pasangan, V; so.fu dan sv.f. - produk dari konsentrasi kesetimbangan masing-masing bentuk teroksidasi dan tereduksi; x dan y adalah koefisien stoikiometri dalam persamaan setengah reaksi.
Potensi elektroda terbentuk pada permukaan pelat logam yang direndam dalam larutan garamnya, dan hanya bergantung pada konsentrasi bentuk teroksidasi [Mn+], karena konsentrasi bentuk tereduksi tidak berubah. Ketergantungan potensial elektroda pada konsentrasi ion dengan nama yang sama ditentukan oleh persamaan:
di mana [Mn+] adalah konsentrasi kesetimbangan ion logam; n- jumlah elektron yang terlibat dalam setengah reaksi, dan sesuai dengan keadaan oksidasi ion logam.
Sistem redoks dibagi menjadi dua jenis:
1) hanya transfer elektron Fe3+ + ē = Fe2+, Sn2+ - 2ē = Sn4+ yang terjadi dalam sistem. dia kesetimbangan redoks terisolasi;
2) sistem di mana transfer elektron dilengkapi dengan transfer proton, mis. diamati keseimbangan gabungan dari berbagai jenis: protolitik (asam-basa) dan redoks dengan kemungkinan kompetisi dua partikel proton dan elektron. Dalam sistem biologis, sistem redoks yang penting adalah jenis ini.
Contoh sistem tipe kedua adalah proses pemanfaatan hidrogen peroksida dalam tubuh: H2O2 + 2H+ + 2ē ↔ 2H2O, serta reduksi dalam lingkungan asam dari banyak zat pengoksidasi yang mengandung oksigen: CrO42-, Cr2O72- , MnO4-. Misalnya, MnО4- + 8Н+ + 5ē = Mn2+ + 4Н2О. Setengah reaksi ini melibatkan elektron dan proton. Perhitungan potensi suatu pasangan dilakukan dengan rumus:
Dalam rentang pasangan terkonjugasi yang lebih luas, bentuk pasangan teroksidasi dan tereduksi berada dalam larutan dalam berbagai tingkat oksidasi (MnO4-/Mn2+). Sebagai elektroda pengukur
dalam hal ini, elektroda yang terbuat dari bahan inert (Pt) digunakan. Elektroda bukan peserta dalam proses elektroda dan hanya berperan sebagai pembawa elektron.
Potensial yang terbentuk akibat proses redoks yang terjadi dalam larutan disebut potensial redoks.
Itu diukurelektroda redoks adalah logam inert dalam larutan yang mengandung bentuk pasangan teroksidasi dan tereduksi. Misalnya saat mengukur Eo Pasangan Fe3+/Fe2+ menggunakan elektroda redoks - elektroda pengukur platina. Elektroda referensi adalah hidrogen, yang potensi pasangannya diketahui.
Reaksi yang terjadi pada sel galvanik:
Skema rantai kimia: (-)Pt|(H2°), H+||Fe3+, Fe2+|Pt(+).
Jadi, potensial redoks (ORP) adalah potensi sistem di mana aktivitas bentuk oksidasi dan reduksi suatu zat sama dengan satu. ORP diukur menggunakan elektroda redoks yang dikombinasikan dengan elektroda referensi standar.
Setiap reaksi redoks memiliki caranya sendiri pasangan redoks- pasangan ini memiliki zat dalam bentuk teroksidasi dan tereduksi (Fe + 3 / Fe + 2).
Ukuran kuantitatif aktivitas pasangan redoks adalah nilai ORP-nya.
ORPpairs>>>oksidator
pasangan ORP<<<восстановитель
ORP tergantung pada:
Sifat pasangan redoks,
Konsentrasi
Suhu
Kekuatan komparatif zat pengoksidasi dan pereduksi. Memprediksi arah proses redoks dengan nilai potensial redoks.
Potensi redoks adalah ukuran kemampuan redoks zat. Nilai potensi pasangan standar ditunjukkan dalam tabel referensi.
Potensi standar elektroda (E°), bertindak sebagai zat pereduksi sehubungan dengan hidrogen, memiliki tanda "-", dan tanda "+" memiliki potensi standar elektroda, yang merupakan zat pengoksidasi.
Logam, disusun dalam urutan menaik dari potensi elektroda standarnya, membentuk apa yang disebut rangkaian elektrokimia tegangan logam: 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.
Dalam rangkaian potensial redoks, keteraturan berikut dicatat.
1. Jika potensial redoks standar suatu pasangan negatif, misalnya φ°(Zn2+(p)/Zn°(t)) = -0,76 V, maka terhadap pasangan hidrogen yang potensialnya lebih tinggi, pasangan ini bertindak sebagai agen pereduksi. Potensi dibentuk oleh mekanisme pertama (reaksi oksidasi).
2. Jika potensial pasangannya positif, misalnya φ ° (Cu2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V terhadap hidrogen atau pasangan terkonjugasi lainnya yang potensinya lebih rendah, pasangan ini adalah pasangan agen pengoksidasi. Potensial pasangan ini terbentuk menurut mekanisme kedua (reaksi reduksi).
3. Semakin tinggi nilai aljabar potensial standar pasangan, semakin tinggi kemampuan pengoksidasi bentuk teroksidasi dan semakin rendah kemampuan reduksi bentuk tereduksi pasangan ini. Penurunan nilai potensial positif dan peningkatan potensial negatif sesuai dengan penurunan oksidatif dan peningkatan aktivitas reduksi. Sebagai contoh:
Perbandingan nilai potensial redoks standar memungkinkan kita menjawab pertanyaan: apakah reaksi redoks ini atau itu berlangsung?
Perbedaan antara potensial oksidasi standar dari semi-pasangan teroksidasi dan tereduksi disebut gaya gerak listrik (EMF).
E0 = Eok-Evost
Kriteria kuantitatif untuk mengevaluasi kemungkinan reaksi redoks tertentu adalah nilai positif dari perbedaan antara potensial redoks standar dari setengah reaksi oksidasi dan reduksi.
Untuk menetapkan kemungkinan aliran spontan dalam kondisi standar OVR, perlu:
G0298= - P F E0
E> 0 G< 0 - самопроизвольно
e< 0 G>0 - kembali
E \u003d 0 G \u003d 0 - kesetimbangan kimia
Prinsip fisikokimia transpor elektron dalam rantai transpor elektron mitokondria.
Semua jenis proses redoks terjadi selama oksidasi substrat di mitokondria, pada membran bagian dalam yang terdapat ansambel enzim - dehidrogenase, koenzim (NAD +, FAD, UBX), serangkaian sitokrom b, c1, c dan enzim - sitokrom oksidase. Mereka membentuk sistem rantai pernapasan seluler, dengan bantuan transfer relai-balap proton dan elektron dari substrat ke molekul oksigen yang dikirim oleh hemoglobin ke sel.
Setiap komponen rantai pernapasan dicirikan oleh nilai potensial redoks tertentu. Pergerakan elektron di sepanjang rantai pernapasan terjadi secara bertahap dari zat dengan potensial rendah (-0,32 V) ke zat dengan potensial lebih tinggi (+0,82 V), karena senyawa apa pun hanya dapat menyumbangkan elektron ke senyawa dengan potensial redoks yang lebih tinggi ( tabel satu).
Tabel 1
Potensi redoks standar biomolekul rantai pernapasan
SISTEM
REAKSI SETENGAH
POTENSI REDOKS, V
LEBIH +/LEBIH × N
OVER+ + H+ + 2 ē → OVER×H
FAD/FAD×H2
FAD+ + 2Н+ + 2 ē → FAD×Н2
UBH/UBH×H2
UBK+ 2Н+ + 2 ē → UBK×Н2
sitokrom b
sitokrom c1
sitokrom c
sitokrom a + a3
O2 + 4 H+ + 4 ē → 2 H2O
Rantai respirasi jaringan dapat direpresentasikan sebagai diagram:
Akibat oksidasi biologis (dehidrogenasi), dua atom hidrogen (dalam bentuk dua proton dan dua elektron) dari substrat memasuki rantai pernapasan. Pertama, ada transfer relai proton dan sepasang elektron ke molekul NAD +, yang berubah menjadi bentuk tereduksi NAD × H, kemudian sistem dasar flavin (FAD/FAD × H2 atau FMN/FMN × H2), akseptor dua proton dan dua elektron berikutnya adalah ubiquinone (UBQ). Kemudian hanya elektron yang ditransfer: dua elektron dari UBH × H2 secara berurutan diambil alih oleh sitokrom sesuai dengan nilai potensial redoksnya (Tabel 1). Komponen terakhir, sitokrom oksidase, mentransfer elektron langsung ke molekul oksigen. Oksigen tereduksi dengan dua proton dari UBH × H2 membentuk molekul air.
1/2 О2 + 2Н+ + 2 ē → Н2О
Perlu dicatat bahwa setiap molekul oksigen berinteraksi dengan dua rantai transpor elektron, karena hanya transfer satu elektron Fe3+ → Fe2+ yang dimungkinkan dalam struktur sitokrom.
Kimia senyawa kompleks Jenis reaksi redoks (redoks) dalam tubuh manusia. Reaksi redoks adalah reaksi yang terjadi dengan perubahan keadaan oksidasi dua atau lebih zat.
Kami memiliki basis informasi terbesar di RuNet, jadi Anda selalu dapat menemukan kueri serupa
Ada tiga jenis utama reaksi redoks:
1. Antarmolekul (oksidasi - reduksi antarmolekul).
Jenis ini termasuk reaksi paling banyak di mana atom dari unsur pengoksidasi dan unsur pereduksi berada dalam komposisi molekul zat yang berbeda. Reaksi di atas adalah jenis ini.
2. Intramolekul (oksidasi - reduksi intramolekul).
Ini termasuk reaksi di mana zat pengoksidasi dan zat pereduksi dalam bentuk atom dari unsur yang berbeda adalah bagian dari molekul yang sama. Reaksi dekomposisi termal senyawa berlangsung menurut jenis ini, misalnya:
2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2 .
3. Disproporsi (oksidasi sendiri - penyembuhan sendiri).
Ini adalah reaksi di mana zat pengoksidasi dan pereduksi adalah unsur yang sama dalam keadaan oksidasi antara yang sama, yang, sebagai hasil dari reaksi, menurun dan meningkat secara bersamaan. Sebagai contoh:
3CI 0 2 + 6 KOH = 5 KCI + KCIO 3 + 3H 2 O,
3HCIO = HCIO 3 + 2HCI.
Reaksi redoks memainkan peran penting dalam alam dan teknologi. Contoh OVR yang terjadi dalam sistem biologis alami meliputi reaksi fotosintesis pada tumbuhan dan proses respirasi pada hewan dan manusia. Proses pembakaran bahan bakar yang terjadi di tungku boiler pembangkit listrik tenaga panas dan di mesin pembakaran internal adalah contoh RWR.
OVR digunakan dalam produksi logam, senyawa organik dan anorganik, digunakan untuk memurnikan berbagai zat, air alami dan limbah.
9.5. Potensi redoks (elektroda).
Ukuran kemampuan redoks zat adalah elektrode atau potensial redoks j ox / Merah (potensi redoks). Merupakan kebiasaan untuk menulis sistem redoks dalam bentuk reaksi reduksi reversibel:
Oh + ne - D Merah.
Mekanisme terjadinya potensial elektroda. Mari kita jelaskan mekanisme terjadinya elektroda atau potensial redoks dengan menggunakan contoh logam yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ion-ionnya. Semua logam memiliki struktur kristal. Kisi kristal logam terdiri dari ion Me n + bermuatan positif dan elektron valensi bebas (gas elektron). Dengan tidak adanya larutan berair, pelepasan kation logam dari kisi logam tidak mungkin dilakukan, karena proses ini membutuhkan banyak energi. Ketika logam direndam dalam larutan air garam yang mengandung kation logam dalam komposisinya, molekul air polar, masing-masing, mengarahkan diri mereka ke permukaan logam (elektroda), berinteraksi dengan kation logam permukaan (Gbr. 9.1).
Sebagai hasil dari interaksi, logam teroksidasi dan ion terhidrasi menjadi larutan, meninggalkan elektron dalam logam:
Me (k) + m H 2 Oksidasi Me n + * m H 2 O (p) + ne-
Logam menjadi bermuatan negatif dan larutan menjadi bermuatan positif. Ion bermuatan positif dari larutan tertarik ke permukaan logam bermuatan negatif (Me). Lapisan listrik ganda muncul pada batas larutan logam (Gbr. 9.2). Perbedaan potensial antara logam dan larutan disebut potensial elektroda atau potensial redoks elektroda φ Me n + / Me(φ Kerbau / Merah pada umumnya). Logam yang direndam dalam larutan garamnya sendiri adalah elektroda (Bagian 10.1). Simbol elektroda logam Me/Me n + mencerminkan peserta dalam proses elektroda.
Saat ion masuk ke dalam larutan, muatan negatif permukaan logam dan muatan positif larutan meningkat, yang mencegah oksidasi (ionisasi) logam.
Sejalan dengan proses oksidasi, reaksi balik berlangsung - reduksi ion logam dari larutan menjadi atom (presipitasi logam) dengan hilangnya cangkang hidrasi pada permukaan logam:
Me n+ * m H 2 O (p) + ne-reduksi Me (k) + m H 2 O.
Dengan bertambahnya beda potensial antara elektroda dan larutan, laju reaksi maju menurun, sedangkan reaksi balik meningkat. Pada nilai potensial elektroda tertentu, laju proses oksidasi akan sama dengan laju proses reduksi, dan kesetimbangan terbentuk:
Me n + * m H 2 O (p) + ne - D Me (k) + m H 2 O.
Untuk menyederhanakan, air hidrasi biasanya tidak dimasukkan dalam persamaan reaksi dan ditulis sebagai
Saya n + (p) + ne - D Saya (k)
atau secara umum untuk sistem redoks lainnya:
Oh + ne - D Merah.
Potensi yang terbentuk di bawah kondisi kesetimbangan reaksi elektroda disebut potensial elektroda kesetimbangan. Dalam kasus yang dipertimbangkan, proses ionisasi dalam larutan dimungkinkan secara termodinamika, dan permukaan logam bermuatan negatif. Untuk beberapa logam (kurang aktif), secara termodinamika lebih mungkin terjadi proses reduksi ion terhidrasi menjadi logam, kemudian permukaannya bermuatan positif, dan lapisan elektrolit yang berdekatan bermuatan negatif.
Perangkat elektroda hidrogen. Nilai absolut dari potensial elektroda tidak dapat diukur, oleh karena itu, nilai relatifnya digunakan untuk mengkarakterisasi proses elektroda. Untuk melakukan ini, temukan beda potensial antara elektroda yang diukur dan elektroda referensi, yang potensialnya diambil secara kondisional sama dengan nol. Sebagai elektroda referensi, elektroda hidrogen standar, terkait dengan elektroda gas, sering digunakan. Dalam kasus umum, elektroda gas terdiri dari konduktor logam yang bersentuhan secara bersamaan dengan gas dan larutan yang mengandung bentuk teroksidasi atau tereduksi dari suatu unsur yang merupakan bagian dari gas. Konduktor logam berfungsi untuk memasok dan melepaskan elektron dan, sebagai tambahan, merupakan katalis untuk reaksi elektroda. Konduktor logam tidak boleh mengirimkan ionnya sendiri ke dalam larutan. Logam platinum dan platinum memenuhi kondisi ini.
Elektroda hidrogen (Gbr. 9.3) adalah pelat platina yang dilapisi dengan lapisan tipis pelat berpori longgar (untuk meningkatkan 
permukaan elektroda) dan direndam dalam larutan asam sulfat berair dengan aktivitas (konsentrasi) ion H + sama dengan satu.
Hidrogen dilewatkan melalui larutan asam sulfat di bawah tekanan atmosfer. Platinum (Pt) adalah logam inert yang praktis tidak berinteraksi dengan pelarut, larutan (tidak mengirimkan ionnya ke dalam larutan), tetapi mampu menyerap molekul, atom, ion zat lain. Ketika platina bersentuhan dengan molekul hidrogen, hidrogen teradsorpsi pada platina. Hidrogen yang terserap, berinteraksi dengan molekul air, masuk ke dalam larutan dalam bentuk ion, meninggalkan elektron dalam platinum. Dalam hal ini, platina bermuatan negatif, dan larutan bermuatan positif. Ada perbedaan potensial antara platina dan larutannya. Seiring dengan transisi ion ke dalam larutan, proses sebaliknya terjadi - reduksi ion H + dari larutan dengan pembentukan molekul hidrogen . Keseimbangan pada elektroda hidrogen dapat diwakili oleh persamaan
2Н + + 2е - D Н 2 .
Simbol untuk elektroda hidrogen H2 , Pt│H + . Potensi elektroda hidrogen dalam kondisi standar (T = 298 K, P H2 = 101,3 kPa, [H + ]=1 mol/l, yaitu pH=0) secara konvensional diasumsikan nol: j 0 2H + / H2 = 0 V.
Potensi elektroda standar . Potensi elektroda diukur sehubungan dengan elektroda hidrogen standar dalam kondisi standar(T = 298K; untuk zat terlarut, konsentrasi (aktivitas) C Merah = C ox = 1 mol / l atau untuk logam C Me n + = 1 mol / l, dan untuk zat gas P = 101,3 kPa), disebut potensial elektroda standar dan dilambangkan dengan j 0 O x / Merah. Ini adalah nilai referensi.
Kemampuan pengoksidasi zat semakin tinggi, semakin besar nilai aljabar potensial elektroda standar (redoks). Sebaliknya, semakin kecil nilai potensial elektroda standar reaktan, semakin jelas sifat pereduksinya. Misalnya, membandingkan potensi standar sistem
F 2 (g.) + 2e - D 2F (hal.) j 0 \u003d 2,87 V
H 2 (r.) + 2e - D 2H (r.) j 0 \u003d -2,25 V
menunjukkan bahwa molekul F 2 memiliki kecenderungan oksidatif yang nyata, sedangkan ion H memiliki kecenderungan reduksi.
Sejumlah tegangan logam. Dengan menyusun logam-logam dalam satu baris seiring dengan meningkatnya nilai aljabar potensial elektroda standarnya, yang disebut "Seri Potensial Elektroda Standar" atau "Seri Tegangan" atau "Seri Aktivitas Logam" diperoleh.
Posisi logam dalam "Barisan potensial elektroda standar" mencirikan kemampuan reduksi atom logam, serta sifat pengoksidasi ion logam dalam larutan berair dalam kondisi standar. Semakin rendah nilai nilai aljabar potensial elektroda standar, semakin besar sifat reduksi logam yang diberikan dalam bentuk zat sederhana, dan semakin lemah sifat pengoksidasi ion-ionnya dan sebaliknya .
Misalnya, litium (Li) yang memiliki potensial standar terendah adalah salah satu zat pereduksi terkuat, sedangkan emas (Au) yang memiliki potensial standar tertinggi adalah zat pereduksi yang sangat lemah dan hanya teroksidasi ketika berinteraksi dengan yang sangat kuat. agen pengoksidasi. Dari data “Rangkaian Tegangan” terlihat bahwa ion litium (Li+), Kalium (K+), Kalsium (Ca 2+), dll. - oksidator terlemah, dan oksidator terkuat adalah ion merkuri (Hg 2+), perak (Ag +), paladium (Pd 2+), platina (Pt 2+), emas (Au 3+, Au +).
persamaan Nerst. Potensi elektroda tidak konstan. Mereka bergantung pada rasio konsentrasi (aktivitas) dari bentuk zat yang teroksidasi dan tereduksi, pada suhu, sifat zat terlarut dan pelarut, pH medium, dll. Ketergantungan ini dijelaskan Persamaan Nerst:
,
di mana j 0 О x / Merah adalah potensial elektroda standar dari proses; R adalah konstanta gas universal; T adalah suhu mutlak; n adalah jumlah elektron yang terlibat dalam proses elektroda; dan lembu, dan Merah adalah aktivitas (konsentrasi) dari bentuk zat teroksidasi dan tereduksi dalam reaksi elektroda; x dan y adalah koefisien stoikiometri dalam persamaan reaksi elektroda; F adalah konstanta Faraday.
Untuk kasus ketika elektroda logam dan kesetimbangan yang ditetapkan pada mereka dijelaskan dalam bentuk umum
Saya n + + ne - D Saya,
persamaan Nernst dapat disederhanakan dengan memperhitungkan bahwa untuk benda padat aktivitasnya konstan dan sama dengan satu. Untuk 298 K, setelah mensubstitusi Me =1 mol/l, x=y=1 dan nilai konstanta R=8,314 J/K*mol; F \u003d 96485 C / mol, mengganti aktivitas a Me n + dengan konsentrasi molar ion logam dalam larutan C Me n + dan memasukkan faktor 2,303 (transisi ke logaritma desimal), kita mendapatkan persamaan Nernst dalam bentuk
j Saya n + / Saya = j 0 Saya n + / Saya + lg C Saya n + .
Membedakan reaksi antarmolekul, intramolekul dan swa-oksidasi-penyembuhan sendiri (atau disproporsionasi):
Jika zat pengoksidasi dan pereduksi adalah unsur-unsur yang menyusun komposisi berbeda senyawa, reaksinya disebut antarmolekul.
Contoh: Na2 S O3+ HAI 2 Na2 JADI 4
sun-ok-l
Jika zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah unsur-unsur yang membentuk senyawa yang sama, maka reaksinya disebut intramolekul.
Contoh: ( N H4) 2 Kr 2O7 N 2 + Kr 2O3 + H2O.
v-l o-l
Jika zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah elemen yang sama sementara beberapa atomnya teroksidasi, dan yang lainnya tereduksi, maka reaksinya disebut oksidasi diri-penyembuhan diri.
Contoh: H3 P O 3 H 3 P O4+ P H3
v-l / o-l
Klasifikasi reaksi seperti itu ternyata memudahkan dalam menentukan zat pengoksidasi dan pereduksi potensial di antara zat-zat tertentu.
4 Penentuan kemungkinan redoks
reaksisesuai dengan tingkat oksidasi unsur-unsurnya
Kondisi yang diperlukan untuk interaksi zat dalam tipe redoks adalah adanya zat pengoksidasi potensial dan zat pereduksi. Definisi mereka telah dibahas di atas, sekarang kami akan menunjukkan bagaimana menerapkan sifat-sifat ini untuk menganalisis kemungkinan reaksi redoks (untuk larutan berair).
Contoh
1) HNO 3 + PbO 2 ... - reaksi tidak berjalan, karena Tidak
o–l o–l agen pereduksi potensial;
2) Zn + KI ... - reaksi tidak terjadi, karena Tidak
v–l v–l zat pengoksidasi potensial;
3) KNO 2 + KBiO 3 + H 2 SO 4 ...- reaksi dimungkinkan jika pada waktu yang sama
v-l o-l KNO 2 akan menjadi agen pereduksi;
4) KNO 2 + KI + H 2 SO 4 ... - reaksi mungkin terjadi jika pada waktu yang sama
o - l in - l KNO 2 akan menjadi zat pengoksidasi;
5) KNO 2 + H 2 O 2 ... - reaksi dimungkinkan jika pada waktu yang sama
c - l o - l H 2 O 2 akan menjadi zat pengoksidasi, dan KNO 2
Reduktor (atau sebaliknya);
6) KNO 2 ... - kemungkinan reaksi
o - l / in - l disproporsionasi
Kehadiran zat pengoksidasi potensial dan zat pereduksi adalah kondisi yang diperlukan tetapi tidak cukup untuk melanjutkan reaksi. Jadi, dalam contoh-contoh yang dibahas di atas, hanya yang kelima dapat dikatakan bahwa salah satu dari dua kemungkinan reaksi akan terjadi; dalam kasus lain, diperlukan informasi tambahan: apakah reaksi ini akan terjadi bermanfaat secara energetik.
5 Pemilihan zat pengoksidasi (zat pereduksi) menggunakan tabel potensial elektroda. Penentuan arah utama reaksi redoks
Reaksi berlangsung secara spontan, akibatnya energi Gibbs berkurang (G ch.r.< 0). Для окислительно–восстановительных реакций G х.р. = - nFE 0 , где Е 0 - разность стандартных электродных потенциалов окислительной и восстановительной систем (E 0 = E 0 ок. – E 0 восст.) , F - число Фарадея (96500 Кулон/моль), n - число электронов, участвующих в элементарной реакции; E часто называют ЭДС реакции. Очевидно, что G 0 х.р. < 0, если E 0 х.р. >0.
v–l o–l kombinasi dari dua
setengah reaksi:
Zn Zn 2+ dan Cu 2+ Cu;
pertama, yang meliputi agen pereduksi(Zn) dan bentuk teroksidasinya (Zn 2+) disebut restoratif sistem, yang kedua, termasuk oksidator(Cu 2+) dan bentuk reduksinya (Cu), - oksidatif sistem.
Masing-masing setengah-reaksi ini ditandai dengan besarnya potensial elektroda, yang masing-masing menunjukkan,
E mengembalikan = E 0 Zn 2+ / Zn dan E kira-kira. \u003d E 0 Cu 2+ / Cu.
Nilai standar E 0 diberikan dalam buku referensi:
E 0 Zn 2+ / Zn = - 0,77 V, E 0 Cu 2+ / Cu = + 0,34 V.
EMF =.E 0 = E 0 kira-kira. – E 0 memulihkan \u003d E 0 Cu 2+ / Cu - E 0 Zn 2+ / Zn \u003d 0,34 - (-0,77) \u003d 1,1V.
Jelas, E 0 > 0 (dan, karenanya, G 0< 0), если E 0 ок. >E 0 mengembalikan , yaitu Reaksi redoks berlangsung ke arah potensial elektroda sistem pengoksidasi lebih besar daripada potensial elektroda sistem pereduksi.
Dengan menggunakan kriteria ini, dimungkinkan untuk menentukan reaksi mana, langsung atau sebaliknya, yang berlangsung terutama pilih agen pengoksidasi (atau agen pereduksi) untuk suatu zat tertentu.
Dalam contoh di atas, E 0 approx. > E 0 mengembalikan , oleh karena itu, dalam kondisi standar, ion tembaga dapat direduksi oleh logam seng (yang sesuai dengan posisi logam ini dalam deret elektrokimia)
Contoh
1. Tentukan apakah mungkin untuk mengoksidasi ion iodida dengan ion Fe 3+.
Larutan:
a) tulis skema kemungkinan reaksi: I - + Fe 3+ I 2 + Fe 2+,
v-l o-l
b) tulis setengah reaksi untuk sistem pengoksidasi dan pereduksi dan potensial elektroda yang sesuai:
Fe 3+ + 2e - Fe 2+ E 0 \u003d + 0,77 B - sistem pengoksidasi,
2I - I 2 + 2e - E 0 \u003d + 0,54 B - sistem pemulihan;
c) membandingkan potensi sistem ini, kami menyimpulkan bahwa reaksi yang diberikan dimungkinkan (dalam kondisi standar).
2. Pilih zat pengoksidasi (setidaknya tiga) untuk transformasi tertentu suatu zat dan pilih zat yang reaksinya paling lengkap: Cr (OH) 3 CrO 4 2 -.
Larutan:
a) temukan di buku referensi E 0 CrO 4 2 - / Cr (OH) 3 \u003d - 0,13 V,
b) kami memilih zat pengoksidasi yang sesuai menggunakan buku referensi (potensinya harus lebih besar dari - 0,13 V), sambil berfokus pada zat pengoksidasi "tidak kekurangan" yang paling khas (halogen adalah zat sederhana, hidrogen peroksida, kalium permanganat, dll. . ).
Dalam hal ini, ternyata jika transformasi Br 2 2Br - sesuai dengan satu potensial E 0 \u003d + 1,1 V, maka untuk ion permanganat dan hidrogen peroksida, opsi dimungkinkan: E 0 MnO 4 - / Mn 2+ \ u003d + 1,51 B - in kecut lingkungan,
E 0 MnO 4 - / MnO 2 \u003d + 0,60 B - in netral lingkungan,
E 0 MnO 4 - / MnO 4 2 - \u003d + 0,56 B - in basa lingkungan,
E 0 H 2 O 2 / H 2 O \u003d + 1,77 B - in kecut lingkungan,
E 0 H 2 O 2 / OH - = + 0,88 B - in basa lingkungan.
Mempertimbangkan bahwa kromium hidroksida yang ditentukan oleh kondisi tersebut bersifat amfoter dan oleh karena itu hanya ada dalam lingkungan yang sedikit basa atau netral, zat pengoksidasi berikut ini cocok:
E 0 MnO4 - / MnO2 \u003d + 0,60 B dan. E 0 Br2 /Br - = + 1,1 B..
c) kondisi terakhir, pemilihan oksidan optimal dari beberapa, ditentukan berdasarkan bahwa reaksi berlangsung lebih lengkap, semakin negatif G 0 untuk itu, yang pada gilirannya ditentukan oleh nilai E 0:
Semakin besar nilai aljabar e 0 , khususnya reaksi redoks berlangsung penuh, semakin besar hasil produk.
Dari agen pengoksidasi yang dibahas di atas, E 0 akan menjadi yang terbesar untuk bromin (Br 2).
Memuat...