რედოქს პროცესებს ერთ-ერთი წამყვანი ადგილი უჭირავს ნიადაგების ქიმიური თვისებების ფორმირებაში. ყველაზე მნიშვნელოვანი ფაქტორები, რომლებიც განსაზღვრავენ ნიადაგის ჰორიზონტების რედოქს მდგომარეობას, არის ნიადაგის ჰაერისა და ნიადაგის ხსნარების ჟანგბადი, რკინის, მანგანუმის, აზოტის, გოგირდის, ორგანული ნივთიერებებისა და მიკროორგანიზმების ოქსიდი და შავი ნაერთები.
ჟანგვის და შემცირების რეაქციები ყოველთვის ერთდროულად მიმდინარეობს. რეაქციაში მონაწილე ერთი ნივთიერების დაჟანგვას თან ახლავს მეორე ნივთიერების შემცირება.
რედოქს პროცესები გაგებულია, როგორც პროცესები, რომელშიც, როგორც შესაძლო ეტაპი, შედის ელექტრონების გადასვლა ნივთიერების ერთი ნაწილაკიდან მეორეზე. ოქსიდაცია არის რეაქცია, რომლის დროსაც ჟანგბადი ემატება ნივთიერებას ან ნივთიერება კარგავს წყალბადს ან ელექტრონებს. შემცირება არის ნივთიერების მიერ ჟანგბადის დაკარგვა, წყალბადის ან ელექტრონების დამატება ნივთიერებაში.
ნიადაგის უნარი განიცადოს რედოქსური რეაქციები, იზომება რედოქს პოტენციალის (ORP) გამოყენებით.
რედოქს პოტენციალს წყალბადთან მიმართებაში ეწოდება Eh. ეს მნიშვნელობა დამოკიდებულია ნიადაგის წარმოქმნის პროცესში წარმოქმნილი ოქსიდანტებისა და შემცირების აგენტების კონცენტრაციაზე და თანაფარდობაზე. ნიადაგის ჰორიზონტებში გარკვეული რედოქს სისტემების არსებობის გამო, შესაძლებელია ნიადაგში ჩაძირული წყვილი ელექტროდების გამოყენებით პოტენციური სხვაობის (Eh) დადგენა მილივოლტებში. Eh-ის მნიშვნელობები სხვადასხვა ტიპის ნიადაგებში და ნიადაგის ჰორიზონტებში მერყეობს 100-800 მვ-ის ფარგლებში, ზოგჯერ მათ ასევე აქვთ უარყოფითი მნიშვნელობები. Eh მნიშვნელობა არსებითად დამოკიდებულია გარემოს, მცენარეულობისა და მიკროორგანიზმების მჟავა-ტუტოვან პირობებზე.
ნიადაგის პირობებში რედოქს რეაქციებში ჩართული კომპონენტების მნიშვნელოვანი ნაწილი წარმოდგენილია მყარი ფაზებით. რეაქციებში, რომლებიც მოიცავს მყარ ფაზებს, ნიადაგი გამოავლენს მაღალი ბუფერულ უნარს, სანამ ეს კომპონენტები არ რეაგირებენ. ბუფერირება არის ნიადაგის უნარი, წინააღმდეგობა გაუწიოს ORP-ის ცვლილებას ნებისმიერი გარე გავლენის ქვეშ. ეს კონცეფცია ახასიათებს ნიადაგის რედოქს სისტემების სტაბილურობას ბუნებრივ დინამიურ პირობებში და შეიძლება ეწოდოს დინამიური ბუფერირება. ბუნებრივ გარემოში, ჰუმუსური ნივთიერებები და რკინის ჰიდროქსიდების მინერალები რეაგირებენ დაბალი სიჩქარით.
ნიადაგები შეიცავს რედოქს სისტემების ფართო სპექტრს: Fe3 + - Fe2 +, Mn2 + - Mn3 + - Mn4 +, Cu + - Cu2 +, Co2 + - Co3 +, NO3‾ - NO2‾ - NH3‾, S6‾ - S2. ‾.
განასხვავებენ შექცევად და შეუქცევად რედოქს სისტემებს. შექცევადი სისტემები არის ისეთები, რომლებიც არ ცვლიან კომპონენტების მთლიან მარაგს რედოქსის რეჟიმის შეცვლის პროცესში. შეუქცევადი სისტემები რედოქსის რეჟიმის შეცვლის პროცესში კარგავენ ზოგიერთ ნივთიერებას. ეს ნივთიერებები გადადის აირისებრ მდგომარეობაში ან ნალექი. როგორც წესი, ნიადაგებში ჭარბობს შეუქცევადი სისტემები.
შექცევადი რედოქს სისტემები მოიცავს:
Fe3 + ⇆Fe2 + სისტემა. ამ სისტემას განსაკუთრებული ადგილი უჭირავს შექცევად სისტემებს შორის. ის მგრძნობიარეა რედოქს გარემოში ოდნავი ცვლილებების მიმართ. რკინის ნაერთების ხსნადობა უკიდურესად დაბალია. რკინის ნაერთების მიგრაცია შესაძლებელია ძირითადად შავი რკინის ნაერთების სახით მომატებული მჟავიანობის და დაბალი Eh-ის პირობებში.
სისტემა Mn2 + ⇆ Mn4 +. ეს სისტემა უკიდურესად მგრძნობიარეა ORP-ის ცვლილებების მიმართ. ოთხვალენტიანი მანგანუმის ნაერთები უხსნადია ნიადაგის ჰორიზონტებისთვის დამახასიათებელ პირობებში. ცვალებადი მანგანუმი ორვალენტიანია. ორვალენტიანი მანგანუმის იონების კონცენტრაცია მჟავიანობის მატებით და Eh-ის შემცირებით იზრდება ათობით ათასი ჯერ. მანგანუმის ნაერთების მიგრაცია ნიადაგწარმომქმნელი პროცესების დროს ვერტიკალური და ჰორიზონტალური მიმართულებით მსგავსია რკინის ნაერთების მიგრაციისა.
შეუქცევადი რედოქს სისტემები მოიცავს:
სისტემა NO3 → NO2 → NO → N. ნიტრატების ნიტრიფიკაციის და დაგროვების პროცესი ხდება ჟანგვის პირობებში და მაღალი Eh 400-500 მვ. ნიადაგის დატენიანება ამცირებს Eh-ს და ხელს უწყობს დენიტრიფიკაციის პროცესების განვითარებას.
სულფატური ⇆ სულფიდური სისტემა. ეს რედოქს სისტემა მნიშვნელოვან როლს ასრულებს ყველა ნიადაგში, სადაც სულფატური მარილებია. მიკროორგანიზმების მონაწილეობით სულფატ-სულფიდური სისტემა ორგანული ნივთიერებების არსებობისას და ჟანგბადის ნაკლებობით გადადის სულფიდებისკენ. არსებობს სულფატების გოგირდის ლითონებად დაყვანის პროცესი:
Na2SO4 + 2C = Na2S + CO2
ნიადაგში არსებული ნახშირორჟანგის გავლენის ქვეშ, გოგირდოვანი ლითონები ადვილად იშლება და წარმოქმნის ტუტე და ტუტე მიწის ლითონების ბიკარბონატებს და კარბონატებს. ამ შემთხვევაში სულფატების აღდგენის პროცესი ხდება:
Na2S + H2CO3 = Na2CO3 + H2S
თუმცა, ნიადაგის ხსნარში ცვალებადი ვალენტობის მქონე ელემენტების შემცველობა საკმაოდ დაბალია. ამიტომ, ნიადაგის ხსნარს აქვს დაბალი OM სიმძლავრე და ბუფერული სიმძლავრე, ხოლო Eh მნიშვნელობა არასტაბილურია.
ნიადაგში OM პროცესებზე უფრო მნიშვნელოვან გავლენას ახდენს ნიადაგის ხსნარში გახსნილი ჟანგბადი, ნიადაგის მიკროფლორა და წყალი.
ნიადაგის თითქმის ყველა რეაქცია ხდება წყლის გარემოში და თავად წყალს შეუძლია იმოქმედოს როგორც ჟანგვის აგენტად, ასევე შემცირების აგენტად.
რედოქსული პროცესების მიმდინარეობის თავისებურებების მიხედვით გამოიყოფა ნიადაგების სამი სერია: 1) ავტომორფული ნიადაგები ჟანგვის გარემოს უპირატესობით, 2) ნიადაგები აღმდგენი გლეი გარემოთი, 3) ნიადაგები შემცირებული წყალბადის სულფიდური გარემოთი.
მცენარეთა ნარჩენების ტრანსფორმაცია, მიღებული ორგანული ნივთიერებების დაგროვება და შემადგენლობა და, შედეგად, ნიადაგის პროფილის ფორმირება მჭიდრო კავშირშია OM- პროცესებთან.
ორ ნივთიერებას შორის ურთიერთქმედების ასეთი პროცესი, რომლის დროსაც ხდება ერთი ნივთიერების შექცევადი დაჟანგვის რეაქცია მეორის შემცირების გამო, და გარემოში წარმოიქმნება დაჟანგული და შემცირებული იონების ნარევი, მაგალითად. - Fe "" და Fe ", Sn" და Sn "" და ა.შ. რედოქს სისტემის ინტენსივობის დონე განისაზღვრება რედოქს პოტენციალის Eh მნიშვნელობით, რომელიც გამოიხატება ვოლტებში, ნორმალური პოტენციალის მიმართ. წყალბადის ელექტროდი.
რაც უფრო პოზიტიურია სისტემის პოტენციალი, მით მეტია მას ჟანგვის თვისებები. პოტენციალებს, რომლებიც მიიღება დაჟანგული და შემცირებული იონის თანაბარი კონცენტრაციების შემცველ სისტემებში ეწოდება. ნორმალური.
O. o.-v. თან. ნორმალური პოტენციალების სიდიდის მიხედვით, ისინი შეიძლება განლაგდეს ზედიზედ, და თითოეული სისტემა არის ჟანგვის აგენტი უფრო უარყოფითი ნორმალური პოტენციალის მქონე სისტემასთან მიმართებაში და შემცირების აგენტი უფრო დადებითი ნორმალური პოტენციალის მქონე სისტემასთან მიმართებაში. . რედოქს სისტემები მნიშვნელოვან როლს ასრულებენ მინერალების წარმოქმნაში, დანალექ ქანებში ორგანული ნივთიერებების გარდაქმნაში და ა.შ.
ექვივალენტური ნივთიერებაან ექვივალენტიარის რეალური ან პირობითი ნაწილაკი, რომელსაც შეუძლია დაამატოთ, გამოუშვას ან სხვაგვარად იყოს ექვივალენტური წყალბადის კატიონის იონგაცვლის რეაქციებში ან ელექტრონის რედოქს რეაქციებში.
მაგალითად, რეაქციაში:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
ეკვივალენტი იქნება რეალური ნაწილაკი - Na + იონი, რეაქციაში
ექვივალენტი იქნება წარმოსახვითი ნაწილაკი ½Zn (OH) 2.
ხშირად იგულისხმება ნივთიერების ეკვივალენტიც ნივთიერების ეკვივალენტების რაოდენობაან ნივთიერების ექვივალენტური რაოდენობა- ნივთიერების მოლების რაოდენობა, რომელიც ექვივალენტურია ერთი მოლი წყალბადის კათიონის განხილულ რეაქციაში.
[რედაქტირება] ექვივალენტური მასა
ექვივალენტური მასაარის მოცემული ნივთიერების ერთი ეკვივალენტის მასა.
[რედაქტირება] ნივთიერების ექვივალენტური მოლური მასა
მოლური მასის ეკვივალენტებს ჩვეულებრივ მოიხსენიებენ როგორც ან. ნივთიერების ეკვივალენტური მოლური მასის შეფარდება მის სათანადო მოლურ მასასთან ეწოდება ეკვივალენტობის ფაქტორი(ჩვეულებრივ აღნიშნავენ როგორც).
ნივთიერების ეკვივალენტების მოლური მასა არის ერთი მოლის ეკვივალენტის მასა, რომელიც უდრის ამ ნივთიერების მოლური მასის ეკვივალენტობის ფაქტორის ნამრავლს.
M eq = f eq × M
[რედაქტირება] ეკვივალენტობის ფაქტორი
ექვივალენტური მოლური მასის თანაფარდობა საკუთარ მოლურ მასასთან ეწოდება ეკვივალენტობის ფაქტორი(ჩვეულებრივ აღნიშნავენ როგორც).
[რედაქტირება] ეკვივალენტური ნომერი
ეკვივალენტური ნომერი ზარის მცირე დადებითი მთელი რიცხვი, რომელიც უდრის ნივთიერების ეკვივალენტთა რაოდენობას, რომელიც შეიცავს ამ ნივთიერების 1 მოლში. ეკვივალენტობის ფაქტორი დაკავშირებულია ეკვივალენტურ რიცხვთან ზშემდეგი თანაფარდობა: = 1 / z.
მაგალითად, რეაქციაში:
Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
ექვივალენტი არის ½Zn (OH) 2 ნაწილაკი. ნომერი ½ არის ეკვივალენტობის ფაქტორი, ზამ შემთხვევაში არის 2
* - ინერტული აირებისთვის ზ = 1
ეკვივალენტობის კოეფიციენტი ხელს უწყობს ეკვივალენტობის კანონის ჩამოყალიბებას.
[რედაქტირება] ეკვივალენტთა კანონი
ი.ვ.რიხტერის (1792-1800) ნაშრომების შედეგად აღმოაჩინეს ეკვივალენტთა კანონი:
§ ყველა ნივთიერება რეაგირებს ექვივალენტური პროპორციებით.
§ ფორმულა, რომელიც გამოხატავს ეკვივალენტთა კანონის: m 1 E 2 = m 2 E 1
§ ელექტროქიმიური ექვივალენტი- ნივთიერების რაოდენობა, რომელიც უნდა გათავისუფლდეს ელექტროდზე, ფარადეის კანონის მიხედვით, როდესაც ელექტროლიტის ერთეული გადის ელექტროლიტში:
სად არის ფარადეის მუდმივი.
§ მუდმივი ფარადეი, არის ფიზიკური მუდმივი, რომელიც განსაზღვრავს ურთიერთკავშირს ნივთიერების ელექტროქიმიურ და ფიზიკურ თვისებებს შორის.
§ ფარადეის მუდმივი ტოლია Cl · mol −1.
§ ფარადეის მუდმივი შედის როგორც მუდმივი in ფარადეის მეორე კანონი(ელექტროლიზის კანონი).
§ რიცხობრივად, ფარადეის მუდმივი უდრის ელექტრო მუხტს, ელექტროლიტში გავლისას ელექტროდზე გამოიყოფა A ნივთიერების (1/z) მოლი ფორმულით:
სადაც: 
- რეაქციაში მონაწილე ელექტრონების რაოდენობა.
§ ფარადეის მუდმივისთვის მოქმედებს შემდეგი მიმართება:
სად არის ელემენტარული მუხტი და არის ავოგადროს ნომერი.
იზოტოპები(ძველი ბერძნულიდან ισος - "თანაბარი", "იგივე"და ადგილი - "ადგილი") - ერთი ქიმიური ელემენტის ატომების (და ბირთვების) სახეობები ბირთვში სხვადასხვა რაოდენობის ნეიტრონებით. სახელწოდება განპირობებულია იმით, რომ იზოტოპები განლაგებულია პერიოდულ სისტემაში ერთსა და იმავე ადგილას (ერთსა და იმავე უჯრედში). ატომის ქიმიური თვისებები პრაქტიკულად დამოკიდებულია მხოლოდ ელექტრონული გარსის სტრუქტურაზე, რაც, თავის მხრივ, განისაზღვრება ძირითადად ბირთვის მუხტით. ზ(ანუ მასში პროტონების რაოდენობა) და თითქმის არ არის დამოკიდებული მის მასურ რაოდენობაზე ა(ანუ პროტონების მთლიანი რაოდენობა ზდა ნეიტრონები ნ). ერთი ელემენტის ყველა იზოტოპს აქვს ერთი და იგივე ბირთვული მუხტი, განსხვავდება მხოლოდ ნეიტრონების რაოდენობით. ჩვეულებრივ, იზოტოპი აღინიშნება იმ ქიმიური ელემენტის სიმბოლოთი, რომელსაც ის ეკუთვნის, მარცხენა ზედა ქვედა ნაწილთან ერთად, რომელიც წარმოადგენს მასის რიცხვს (მაგალითად, 12 C, 222 Rn). თქვენ ასევე შეგიძლიათ დაწეროთ ელემენტის სახელი დეფისით გამოყოფილი მასური რიცხვის დამატებით (მაგალითად, ნახშირბადი-12, რადონი-222). ზოგიერთ იზოტოპს აქვს საკუთარი ტრადიციული სახელები (მაგალითად, დეიტერიუმი, აქტინონი).
იზოტოპების მაგალითი: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - სამი სტაბილური ჟანგბადის იზოტოპი.
[რედაქტირება] ტერმინოლოგია
IUPAC-ის მთავარი პოზიციაა ის, რომ სწორი ტერმინი მხოლობით რიცხვში ერთი და იგივე ატომური მასის ერთი ქიმიური ელემენტის ატომების (ან ბირთვების) აღსანიშნავად არის ნუკლიდი, ხოლო ტერმინი იზოტოპებინებადართულია მისი გამოყენება ერთი ელემენტის ნუკლიდების ნაკრების აღსანიშნავად. ვადა იზოტოპებიიყო შემოთავაზებული და გამოყენებული თავდაპირველად მრავლობით რიცხვში, რადგან შედარებისთვის საჭიროა მინიმუმ ორი ტიპის ატომები. მომავალში ტერმინის გამოყენება მხოლობით რიცხვში პრაქტიკაშიც გავრცელდა - იზოტოპი... გარდა ამისა, მრავლობითი ტერმინი ხშირად გამოიყენება ნუკლიდების ნებისმიერი კრებულის აღსანიშნავად და არა მხოლოდ ერთი ელემენტის აღსანიშნავად, რაც ასევე არასწორია. ამჟამად საერთაშორისო სამეცნიერო ორგანიზაციების პოზიციები არ არის მიყვანილი ერთგვაროვნებამდე და ტერმინამდე იზოტოპიაგრძელებს ფართო გამოყენებას, მათ შორის IUPAC-ისა და IUPAP-ის სხვადასხვა განყოფილების ოფიციალურ მასალებში. ეს არის ერთი მაგალითი იმისა, თუ როგორ წყვეტს მასში ჩადებული ტერმინის მნიშვნელობა იმ ცნებასთან შესაბამისობას, რომლისთვისაც გამოიყენება ეს ტერმინი (სასწავლო სახელმძღვანელოს კიდევ ერთი მაგალითია ატომი, რომელიც სახელთან საპირისპიროდ არ არის განუყოფელი).
[რედაქტირება] იზოტოპების აღმოჩენის ისტორია
პირველი მტკიცებულება იმისა, რომ ერთი და იგივე ქიმიური ქცევის მქონე ნივთიერებებს შეიძლება ჰქონდეთ განსხვავებული ფიზიკური თვისებები, მიღებული იქნა მძიმე ელემენტების ატომების რადიოაქტიური გარდაქმნების შესწავლისას. 1906-07 წლებში გაირკვა, რომ ურანის რადიოაქტიური დაშლის პროდუქტს - იონიუმს და რადიოაქტიური დაშლის პროდუქტს - რადიატორიუმს აქვს იგივე ქიმიური თვისებები, რაც თორიუმს, მაგრამ განსხვავდება მისგან ატომური მასით და რადიოაქტიური დაშლის მახასიათებლებით. მოგვიანებით გაირკვა, რომ სამივე პროდუქტს აქვს იგივე ოპტიკური და რენტგენის სპექტრი. ასეთი ნივთიერებები, იდენტური ქიმიური თვისებებით, მაგრამ განსხვავებულები ატომების მასით და ზოგიერთი ფიზიკური თვისებებით, ინგლისელი მეცნიერის ფ. სოდის წინადადებით, იზოტოპებად იწოდებოდნენ.
[რედაქტირება] იზოტოპები ბუნებაში
ითვლება, რომ დედამიწაზე ელემენტების იზოტოპური შემადგენლობა ყველა მასალაში ერთნაირია. ბუნებაში ზოგიერთი ფიზიკური პროცესი იწვევს ელემენტების იზოტოპური შემადგენლობის დარღვევას (ბუნებრივი ფრაქციაციამსუბუქი ელემენტებისთვის დამახასიათებელი იზოტოპები, აგრეთვე იზოტოპური ძვრები ბუნებრივი ხანგრძლივი იზოტოპების დაშლის დროს). ბირთვების თანდათანობითი დაგროვება მინერალებში, ზოგიერთი გრძელვადიანი ნუკლიდის დაშლის პროდუქტები, გამოიყენება ბირთვულ გეოქრონოლოგიაში.
[რედაქტირება] იზოტოპების ადამიანის გამოყენება
ტექნოლოგიურ საქმიანობაში ადამიანებმა ისწავლეს ელემენტების იზოტოპური შემადგენლობის შეცვლა მასალების რაიმე სპეციფიკური თვისებების მისაღებად. მაგალითად, 235 U-ს შეუძლია თერმული ნეიტრონების მიერ დაშლის ჯაჭვური რეაქცია და შეიძლება გამოყენებულ იქნას როგორც საწვავი ბირთვული რეაქტორებისთვის ან ბირთვული იარაღისთვის. თუმცა, ბუნებრივი ურანი შეიცავს ამ ნუკლიდის მხოლოდ 0,72%-ს, მაშინ როცა ჯაჭვური რეაქცია პრაქტიკულად შესაძლებელია მხოლოდ 235 U შემცველობით მინიმუმ 3%. მძიმე ელემენტების იზოტოპების მჭიდრო ფიზიკური და ქიმიური თვისებების გამო, ურანის იზოტოპური გამდიდრების პროცედურა უკიდურესად რთული ტექნოლოგიური ამოცანაა, რომელიც ხელმისაწვდომია მხოლოდ მსოფლიოს ათეულ ქვეყანაში. მეცნიერებისა და ტექნოლოგიების ბევრ დარგში (მაგალითად, რადიოიმუნოანალიზში) გამოიყენება იზოტოპური ეტიკეტები.
დისოციაციის მუდმივი- წონასწორობის ერთგვარი მუდმივი, რომელიც გვიჩვენებს დიდი ობიექტის მიდრეკილებას დისოციაციის (გამოყოფის) შექცევადად მცირე ობიექტებად, მაგალითად, როდესაც კომპლექსი იშლება მის შემადგენელ მოლეკულებად, ან როდესაც მარილი იყოფა იონებად წყალში. გამოსავალი. დისოციაციის მუდმივი ჩვეულებრივ აღინიშნება კ დდა ასოციაციის მუდმივის ინვერსია. მარილების შემთხვევაში დისოციაციის მუდმივას ზოგჯერ იონიზაციის მუდმივას უწოდებენ.
ზოგადად რეაქცია
სადაც კომპლექსი ა xბ წიშლება xერთეულები A და წერთეულები B, დისოციაციის მუდმივი განისაზღვრება შემდეგნაირად:
სადაც [A], [B] და არის A, B და A x B y კომპლექსის კონცენტრაციები, შესაბამისად.
[რედაქტირება] განმარტება
სუსტი ელექტროლიტების ელექტროლიტური დისოციაცია, არენიუსის თეორიის მიხედვით, არის შექცევადი რეაქცია, ანუ ის შეიძლება სქემატურად იყოს წარმოდგენილი განტოლებებით (მონვალენტური იონებისთვის :):
KA ↔ K + + A -,
§ KA - არადისოცირებული ნაერთი;
§ K + - კატიონი;
§ A - - ანიონი.
ასეთი რეაქციის წონასწორობის მუდმივი შეიძლება გამოისახოს განტოლებით:
 ,
| (1) |
§ - არადისოცირებული ნაერთის კონცენტრაცია ხსნარში;
§ - კათიონების კონცენტრაცია ხსნარში;
§ - ანიონების კონცენტრაცია ხსნარში.
დისოციაციის რეაქციასთან მიმართებაში წონასწორობის მუდმივი ეწოდება დისოციაციის მუდმივი.
[რედაქტირება] ელექტროლიტების დისოციაცია მრავალვალენტიან იონებთან
ელექტროლიტების მრავალვალენტიან იონებთან დისოციაციის შემთხვევაში დისოციაცია ხდება ეტაპობრივად და თითოეულ საფეხურს აქვს დისოციაციის მუდმივის საკუთარი მნიშვნელობა.
მაგალითი: პოლიბაზური (ბორის) მჟავის დისოციაცია [ წყარო არ არის მითითებული 332 დღე] :
ეტაპი I: H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 -,
II ეტაპი: H 2 BO 3 - ↔ H + + HBO 3 2−,
III ეტაპი: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3−,
ასეთი ელექტროლიტების დისოციაციის პირველი ხარისხი ყოველთვის გაცილებით მაღალია, ვიდრე შემდგომი, რაც ნიშნავს, რომ ასეთი ნაერთების დისოციაცია ძირითადად პირველ ეტაპზე მიმდინარეობს.
[რედაქტირება] კავშირი დისოციაციის მუდმივასა და დისოციაციის ხარისხს შორის
დისოციაციის ხარისხის განსაზღვრის საფუძველზე, CA ელექტროლიტისთვის დისოციაციის რეაქციაში = = α c, = c - α c = c (1 - α), სადაც α არის ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი.
| , | (2) |
ამ გამოთქმას ეწოდება ოსტვალდის განზავების კანონი. ძალიან მცირე α (α<<1) K=cα² и
ამრიგად, ელექტროლიტის კონცენტრაციის მატებასთან ერთად, დისოციაციის ხარისხი მცირდება, კლებასთან ერთად ის იზრდება. დისოციაციის მუდმივასა და დისოციაციის ხარისხს შორის ურთიერთობა უფრო დეტალურად არის აღწერილი სტატიაში ოსტვალდის განზავების კანონი.
[რედაქტირება] განსხვავება ექსპერიმენტულ შედეგებსა და არენიუსის მოდელს შორის, დისოციაციის მუდმივის წარმოშობა აქტივობებით
ზემოაღნიშნული გამოთვლები ეფუძნება არენიუსის თეორიას, რომელიც ზედმეტად უხეშია, არ ითვალისწინებს იონების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების ფაქტორებს. ელექტროლიტების ხსნარებში იდეალური მდგომარეობიდან გადახრები ხდება ძალიან დაბალ კონცენტრაციებში, ვინაიდან იონთაშორისი ძალები უკუპროპორციულია. კვადრატიმანძილი იონების ცენტრებს შორის, ხოლო ინტერმოლეკულური ძალები უკუპროპორციულია მეშვიდე ხარისხიდისტანციები, ანუ ინტერიონური ძალები განზავებულ ხსნარებშიც კი გაცილებით მეტია, ვიდრე ინტერმოლეკულური.
ლუისმა აჩვენა, რომ მარტივი განტოლებები შეიძლება შენარჩუნდეს რეალური ამონახსნებისთვის (იხ. ზემოთ), თუ იონების კონცენტრაციის ნაცვლად შემოვიტანთ მის ფუნქციას, ე.წ. აქტივობა... აქტივობა (a) დაკავშირებულია კონცენტრაციასთან (c) კორექტირების ფაქტორით γ, რომელსაც ეწოდება აქტივობის ფაქტორი:
ა = γ გ
ამრიგად, წონასწორობის მუდმივის გამოხატულება, არენიუსის მიხედვით, აღწერილი განტოლებით (1), ლუისის მიხედვით, ასე გამოიყურება:
§ 
;
§ 
;
ლუისის თეორიაში, კავშირი მუდმივობასა და დისოციაციის ხარისხს შორის (არენიუსის თეორიაში, დაწერილი განტოლებით (2) გამოიხატება ურთიერთობით:
თუ არ არსებობს სხვა ზემოქმედება, რომელიც ხსნის ხსნარს იდეალური მდგომარეობიდან, მაშინ გაუნაწილებელი მოლეკულები იქცევიან იდეალური გაზების მსგავსად და γ KA = 1 და ოსტვალდის განზავების კანონის ჭეშმარიტი გამოხატულება მიიღებს ფორმას:
§ - ელექტროლიტის აქტივობის საშუალო კოეფიციენტი.
როგორც c → 0 და γ → 1, ოსტვალდის განზავების კანონის ზემოაღნიშნული განტოლება იღებს ფორმას (2). რაც უფრო მეტად იშლება ელექტროლიტი, მით უფრო სწრაფად გადახრის γ აქტივობის კოეფიციენტის მნიშვნელობა ერთიანობას და მით უფრო სწრაფად ხდება განზავების კლასიკური კანონის დარღვევა.
[რედაქტირება] ძლიერი ელექტროლიტების დისოციაციის მუდმივი
ძლიერი ელექტროლიტები თითქმის მთლიანად იშლება (რეაქცია შეუქცევადია), შესაბამისად, დისოციაციის მუდმივის გამოხატვის მნიშვნელი არის ნული, ხოლო მთელი გამოხატულება მიდრეკილია უსასრულობისკენ. ამრიგად, ძლიერი ელექტროლიტებისთვის ტერმინი „დისოციაციის მუდმივი“ უაზროა.
[რედაქტირება] გაანგარიშების მაგალითები
[რედაქტირება] წყლის დისოციაცია
წყალი არის სუსტი ელექტროლიტი, რომელიც იშლება განტოლების მიხედვით
წყლის დისოციაციის მუდმივი 25 ° C ტემპერატურაზე არის
იმის გათვალისწინებით, რომ უმეტეს ხსნარებში წყალი მოლეკულურ ფორმაშია (H + და OH იონების კონცენტრაცია დაბალია), და იმის გათვალისწინებით, რომ წყლის მოლური მასა არის 18,0153 გ / მოლ, ხოლო სიმკვრივე 25 ° C ტემპერატურაზე. არის 997,07 გ/ლ, კონცენტრაცია = 55,346 მოლ/ლ შეესაბამება სუფთა წყალს. ამიტომ, წინა განტოლება შეიძლება გადაიწეროს როგორც
სავარაუდო ფორმულის გამოყენება იძლევა დაახლოებით 15% შეცდომას:
დისოციაციის ხარისხის ნაპოვნი მნიშვნელობიდან გამომდინარე, ჩვენ ვპოულობთ ხსნარის pH-ს:
დისოციაციის ხარისხი- მნიშვნელობა, რომელიც ახასიათებს წონასწორობის მდგომარეობას დისოციაციის რეაქციაში ერთგვაროვან (ერთგვაროვან) სისტემებში.
α დისოციაციის ხარისხი უდრის დისოცირებული მოლეკულების რაოდენობის თანაფარდობას ნჯამამდე ნ + ნ, სად ნ- არადისოცირებული მოლეკულების რაოდენობა. Α ხშირად გამოხატულია პროცენტულად. დისოციაციის ხარისხი დამოკიდებულია როგორც გახსნილი ელექტროლიტის ბუნებაზე, ასევე ხსნარის კონცენტრაციაზე.
[რედაქტირება] მაგალითი
ძმარმჟავას CH 3 COOH, α მნიშვნელობა არის 4% (0,01 M ხსნარში). ეს ნიშნავს, რომ მჟავების წყალხსნარში ყოველი 100 მოლეკულიდან მხოლოდ 4 არის დისოცირებული, ანუ ისინი H + და CH 3 COO - იონების სახითაა, ხოლო დანარჩენი 96 მოლეკულა არ არის დისოცირებული.
[რედაქტირება] განსაზღვრის მეთოდები
§ ხსნარის გამტარობით
§ გაყინვის წერტილის დაწევით
[რედაქტირება] დისოციაციის წარმოსახვითი ხარისხი
ვინაიდან ძლიერი ელექტროლიტები თითქმის მთლიანად იშლება, მათთვის მოსალოდნელია იზოტონური კოეფიციენტი, რომელიც უდრის იონების (ან პოლარიზებული ატომების) რაოდენობას ფორმულის ერთეულში (მოლეკულაში). თუმცა, სინამდვილეში, ეს კოეფიციენტი ყოველთვის ნაკლებია ფორმულით განსაზღვრულზე. მაგალითად, იზოტონური კოეფიციენტი 0,05 მოლური NaCl ხსნარისთვის არის 1,9 2,0-ის ნაცვლად, (იგივე კონცენტრაციის მაგნიუმის სულფატის ხსნარისთვის, მე= 1.3). ამით აიხსნება 1923 წელს პ. დებიისა და ე. ჰუკელის მიერ შემუშავებული ძლიერი ელექტროლიტების თეორია: იონების მოძრაობა ხსნარში შეფერხებულია ხსნარის წარმოქმნილი გარსის გამო. გარდა ამისა, იონები ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან: საპირისპირო დამუხტულები იზიდავენ და როგორც დამუხტულები იგერიებენ; ურთიერთმიზიდულობის ძალები იწვევს იონების ჯგუფების წარმოქმნას, რომლებიც ერთად მოძრაობენ ხსნარის გასწვრივ. ასეთ ჯგუფებს ე.წ იონის ასოცირებულიან იონური წყვილი... შესაბამისად, ხსნარი ისე იქცევა, თითქოს ის შეიცავს ნაკლებ ნაწილაკებს, ვიდრე რეალურად შეიცავს, რადგან მათი გადაადგილების თავისუფლება შეზღუდულია. ყველაზე აშკარა მაგალითი ეხება ხსნარების ელექტროგამტარობას λ , რომელიც იზრდება ხსნარის განზავებით. რეალური ელექტრული გამტარობის თანაფარდობა უსასრულო განზავებისას გამოიყენება დასადგენისთვის დისოციაციის აშკარა ხარისხიძლიერი ელექტროლიტები, ასევე აღინიშნება α :
,
სადაც n img- მოჩვენებითი და n disslv.- ნაწილაკების რეალური რაოდენობა ხსნარში.
ქირავდება ბლოკი
რედოქსის რეაქციები არის რეაქციები, რომლებიც ცვლის ორი ან მეტი ნივთიერების ჟანგვის მდგომარეობას.
ჟანგვის მდგომარეობაარის პირობითი მუხტი ატომზე, თუ დავუშვებთ, რომ მოლეკულა იქმნება იონური მექანიზმით (ან არის მიღებული ან შემოწირული ელექტრონების რაოდენობა).
შემცირების აგენტები- ატომები, მოლეკულები, იონები - ელექტრონების გამცემი.
ოქსიდანტები- ატომები, მოლეკულები, იონები - ელექტრონების მიმღები.
შემცირების აგენტები მონაწილეობენ ჟანგვის პროცესში, ზრდის მათ ჟანგვის მდგომარეობას.
ოქსიდანტები - მონაწილეობენ შემცირების პროცესში, ამცირებენ მათ ჟანგვის მდგომარეობას.
რედოქსის რეაქციების სახეები
1. ინტერმოლეკულური - რეაქციები, რომლებშიც ჟანგვითი და აღმდგენი ატომები სხვადასხვა ნივთიერების მოლეკულებშია, მაგალითად:
H2S + Cl2 → ს + 2HCl
2. ინტრამოლეკულური- რეაქციები, რომლებშიც ჟანგვის და აღმდგენი ატომები არის ერთი და იგივე ნივთიერების მოლეკულებში, მაგალითად:
2H2O → 2H2 + O2
3. არაპროპორციულობა(თვით-დაჟანგვა-თვითგანკურნება) - რეაქციები, რომლებშიც ერთი და იგივე ელემენტი მოქმედებს როგორც ჟანგვის აგენტი და შემცირების აგენტი, მაგალითად:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
4. რეპროპორცია (პროპორციალიზაცია, კონტრდისპროპორციულობა) - რეაქციები, რომლებშიც ერთი დაჟანგვის მდგომარეობა მიიღება ერთი და იგივე ელემენტის ორი განსხვავებული ჟანგვის მდგომარეობიდან:
რედოქსის რეაქციების სახეები ადამიანის ორგანიზმში.
დეჰიდროგენაციის რეაქცია: SH2 + HAD + = S + HADH + H +
ელექტრონის დაკარგვა: O20 + 1eO2-
2H + გადატანა შემცირებული სუბსტრატიდან მოლეკულურ ჟანგბადზე: SH2 + O20 + 2e = S + H2O
ჟანგბადის დამატება სუბსტრატში: SH2 + 1 / 2O20 + 2e = HO - S -H
ელექტროდისა და რედოქს პოტენციალების წარმოშობის მექანიზმი. ნერნსტ-პიტერსის განტოლებები.
რედოქსის პოტენციალი არის ნივთიერებების რედოქსუნარიანობის საზომი. განვიხილოთ პოტენციური გაჩენის მექანიზმი. როდესაც რეაქტიული ლითონი (Zn, Al) ჩაეფლო მისი მარილის ხსნარში, მაგალითად Zn ZnSO4 ხსნარში, ლითონის დამატებითი დაშლა ხდება ჟანგვის პროცესის შედეგად, წყვილის, ელექტრული ორმაგი შრის წარმოქმნით. ლითონის ზედაპირზე და Zn2 + / Zn ° წყვილის პოტენციალის გამოჩენა.
მისი მარილის ხსნარში ჩაძირულ ლითონს, მაგალითად თუთიას თუთიის სულფატის ხსნარში, ეწოდება პირველი სახის ელექტროდი. ეს არის ორფაზიანი ელექტროდი, რომელიც უარყოფითად მუხტავს. პოტენციალი წარმოიქმნება ჟანგვის რეაქციის შედეგად (სურ. 8.1). მისი დაბალი აქტივობის ლითონების მარილის ხსნარში (Cu) ჩაძირვისას საპირისპირო პროცესი შეინიშნება. ლითონისა და მარილის ხსნარს შორის შუალედში ლითონი დეპონირდება ელექტრონის მაღალი მიმღების უნარის მქონე იონის შემცირების შედეგად, რაც გამოწვეულია ბირთვის მაღალი მუხტით და იონის მცირე რადიუსით. . ელექტროდი დადებითად არის დამუხტული, ელექტროდის მახლობლად სივრცეში, მარილის ჭარბი ანიონები ქმნიან მეორე ფენას, წარმოიქმნება Cu2 + / Cu ° წყვილის ელექტროდური პოტენციალი. პოტენციალი ყალიბდება აღდგენის პროცესის შედეგად (სურ. 8.2). ელექტროდის პოტენციალის მექანიზმი, მნიშვნელობა და ნიშანი განისაზღვრება ელექტროდის პროცესში მონაწილეთა ატომების სტრუქტურით.
ასე რომ, პოტენციალს, რომელიც წარმოიქმნება ლითონსა და ხსნარს შორის ინტერფეისზე, ჟანგვის და შემცირების პროცესების შედეგად, რომელიც მოიცავს ლითონს (ელექტროდი) და ელექტრული ორმაგი ფენის წარმოქმნას, ე.წ. ელექტროდის პოტენციალი.
თუ ელექტრონები ამოღებულია თუთიის ფირფიტიდან სპილენძის ფირფიტაზე, მაშინ წონასწორობა ფირფიტებზე ირღვევა. ამისთვის მათი მარილების ხსნარებში ჩაძირულ თუთიის და სპილენძის ფირფიტებს ლითონის გამტარი ვაკავშირებთ, ხოლო ელექტროდის მახლობლად ხსნარებს ელექტროლიტური ხიდით (მილაკი K2SO4 ხსნარით) წრედის დახურვის მიზნით. ჟანგვის ნახევრად რეაქცია მიმდინარეობს თუთიის ელექტროდზე:
და სპილენძზე - შემცირების ნახევრად რეაქცია:
ელექტრული დენი გამოწვეულია მთლიანი რედოქსის რეაქციით:
წრეში ჩნდება ელექტრული დენი. გალვანურ უჯრედში ელექტრული დენის (EMF) წარმოქმნისა და გადინების მიზეზი არის ელექტროდის პოტენციალების სხვაობა (E) - ნახ. 8.3.
ბრინჯი. 8.3.გალვანური უჯრედის ელექტრული წრედის დიაგრამა
გალვანური უჯრედიარის სისტემა, რომელშიც რედოქსის პროცესის ქიმიური ენერგია გარდაიქმნება ელექტრო ენერგიად. გალვანური უჯრედის ქიმიური წრე ჩვეულებრივ იწერება მოკლე დიაგრამის სახით, სადაც მარცხნივ მოთავსებულია უფრო უარყოფითი ელექტროდი, მიუთითეთ ამ ელექტროდზე წარმოქმნილი წყვილი, ვერტიკალური ხაზი, აჩვენებს პოტენციურ ნახტომს. ორი ხაზი აღნიშნავს საზღვარს ამონახსნებს შორის. ელექტროდის მუხტი მითითებულია ფრჩხილებში: (-) Zn ° | Zn2 + || Cu2 + | Cu ° (+) - გალვანური უჯრედის ქიმიური წრის დიაგრამა.
წყვილის ჟანგვის-აღდგენითი პოტენციალი დამოკიდებულია ელექტროდის პროცესში მონაწილეთა ბუნებაზე და ხსნარში ელექტროდის პროცესში მონაწილეთა დაჟანგული და შემცირებული ფორმების წონასწორული კონცენტრაციების თანაფარდობაზე, ხსნარის ტემპერატურაზე და არის აღწერილია ნერნსტის განტოლებით.
რედოქს სისტემის რაოდენობრივი მახასიათებელია რედოქს პოტენციალიწარმოქმნილი ინტერფეისის ფაზებს შორის პლატინა - წყალხსნარი. პოტენციალის სიდიდე SI ერთეულებში იზომება ვოლტებში (V) და გამოითვლება ნერნსტ-პიტერსის განტოლებამდე:
სადაც a (Ox) და a (Red) არის დაჟანგული და შემცირებული ფორმების აქტივობა, შესაბამისად; რ- უნივერსალური გაზის მუდმივი; თ- თერმოდინამიკური ტემპერატურა, K; ფ- ფარადეის მუდმივი (96,500 C/მოლ); ნ- ელემენტარული რედოქსის პროცესში მონაწილე ელექტრონების რაოდენობა; a - ჰიდრონიუმის იონების აქტივობა; მარის სტექიომეტრიული კოეფიციენტი წყალბადის იონის წინ ნახევარ რეაქციაში. φ ° მნიშვნელობა არის სტანდარტული რედოქსის პოტენციალი, ე.ი. პოტენციალი იზომება a (Ox) = a (წითელი) = a (H +) = 1 და მოცემული ტემპერატურის პირობებში.
2H + / H2 სისტემის სტანდარტული პოტენციალი მიჩნეულია 0 ვ. სტანდარტული პოტენციალი არის საცნობარო მნიშვნელობები, ცხრილი 298K ტემპერატურაზე. ძლიერ მჟავე გარემო არ არის დამახასიათებელი ბიოლოგიური სისტემებისთვის, ამიტომ, ცოცხალ სისტემებში მიმდინარე პროცესების დასახასიათებლად, უფრო ხშირად გამოიყენება ფორმალური პოტენციალი, რომელიც განისაზღვრება a (Ox) = a (წითელი), pH 7.4 და ტემპერატურის პირობებში. 310K (ფიზიოლოგიური დონე). ორთქლის პოტენციალის ჩაწერისას იგი მითითებულია წილადად, მრიცხველში იწერება ჟანგვითი აგენტი, ხოლო მნიშვნელში შემამცირებელი აგენტი.
25 ° C (298K) ტემპერატურაზე მუდმივი მნიშვნელობების ჩანაცვლების შემდეგ (R = = 8,31 J / mol deg; ფ= 96,500 C / mol), ნერნსტის განტოლება იღებს შემდეგ ფორმას:
სადაც φ ° არის წყვილის სტანდარტული რედოქს პოტენციალი, V; so.fyu და sv.f. - დაჟანგული და შემცირებული ფორმების წონასწორული კონცენტრაციების პროდუქტი, შესაბამისად; х და у - სტოქიომეტრიული კოეფიციენტები ნახევრადრეაქციის განტოლებაში.
ელექტროდის პოტენციალი იქმნება მისი მარილის ხსნარში ჩაძირული ლითონის ფირფიტის ზედაპირზე და დამოკიდებულია მხოლოდ დაჟანგული ფორმის კონცენტრაციაზე [Mn +], ვინაიდან შემცირებული ფორმის კონცენტრაცია არ იცვლება. ელექტროდის პოტენციალის დამოკიდებულება ამავე სახელწოდების იონის კონცენტრაციაზე განისაზღვრება განტოლებით:
სადაც [Mn +] არის ლითონის იონის წონასწორული კონცენტრაცია; ნ- ელექტრონების რაოდენობა, რომლებიც მონაწილეობენ ნახევრად რეაქციაში და შეესაბამება ლითონის იონის ჟანგვის მდგომარეობას.
რედოქს სისტემები იყოფა ორ ტიპად:
1) მხოლოდ ელექტრონების გადაცემა ხდება სისტემაში Fe3 + + ē = Fe2 +, Sn2 + - 2ē = Sn4 +. ის იზოლირებული რედოქსის წონასწორობა;
2) სისტემები, როდესაც ელექტრონების გადაცემას ემატება პროტონების გადატანა, ე.ი. დააკვირდა სხვადასხვა ტიპის კომბინირებული ბალანსი:პროტოლიზური (მჟავა-ტუტოვანი) და რედოქსი ორი ნაწილაკების, პროტონებისა და ელექტრონების შესაძლო კონკურენციით. ბიოლოგიურ სისტემებში ამ ტიპის მნიშვნელოვანი რედოქს სისტემებია.
მეორე ტიპის სისტემის მაგალითია ორგანიზმში წყალბადის ზეჟანგის უტილიზაციის პროცესი: Н2О2 + 2Н + + 2ē ↔ 2Н2О, აგრეთვე ჟანგბადის შემცველი მრავალი ოქსიდანტის მჟავე გარემოში შემცირება: CrО42-, Cr2О72-. , MnО4-. მაგალითად, MnO4- + 8H + + 5ē = = Mn2 + + 4H2O. ეს ნახევრად რეაქცია მოიცავს ელექტრონებს და პროტონებს. წყვილის პოტენციალის გაანგარიშება ხორციელდება ფორმულის მიხედვით:
კონიუგირებული წყვილების უფრო ფართო დიაპაზონში, წყვილის დაჟანგული და შემცირებული ფორმები ხსნარშია სხვადასხვა დაჟანგვის მდგომარეობაში (MnO4- / Mn2 +). როგორც საზომი ელექტროდი
ამ შემთხვევაში გამოიყენება ინერტული მასალის (Pt) ელექტროდი. ელექტროდი არ არის ელექტროდის პროცესის მონაწილე და მხოლოდ ელექტრონის გადამტანის როლს ასრულებს.
ხსნარში მიმდინარე რედოქს პროცესის გამო წარმოქმნილ პოტენციალს ე.წ რედოქს პოტენციალი.
ის იზომებარედოქსის ელექტროდიარის ინერტული მეტალი ხსნარში, რომელიც შეიცავს წყვილის დაჟანგულ და შემცირებულ ფორმებს. მაგალითად, გაზომვისას ეო Fe3 + / Fe2 + წყვილი იყენებს რედოქს ელექტროდს - პლატინის საზომ ელექტროდს. საცნობარო ელექტროდი არის წყალბადი, რომლის წყვილის პოტენციალი ცნობილია.
რეაქცია გალვანურ უჯრედში:
ქიმიური ჯაჭვის დიაგრამა: (-) Pt | (H2 °), H + || Fe3 +, Fe2 + | Pt (+).
ასე რომ, რედოქს პოტენციალი (ORP)არის სისტემის პოტენციალი, რომელშიც მოცემული ნივთიერების ჟანგვის და აღმდგენი ფორმების აქტივობა უდრის ერთიანობას. ORP იზომება რედოქს ელექტროდების გამოყენებით სტანდარტულ საცნობარო ელექტროდებთან ერთად.
თითოეულ რედოქს რეაქციას აქვს საკუთარი რედოქსის ორთქლი- ამ წყვილს აქვს ნივთიერება დაჟანგული და შემცირებული ფორმით (Fe + 3 / Fe + 2).
რედოქსის წყვილის აქტივობის რაოდენობრივი საზომია მისი ORP-ის მნიშვნელობა.
ORP ორთქლები >>> ჟანგვის აგენტი
ORP წყვილი<<<восстановитель
ORP დამოკიდებულია:
ბუნების რედოქსის ორთქლი,
კონცენტრაცია
ტემპერატურები
ჟანგვის და შემცირების აგენტების შედარებითი ძალა. რედოქს პროცესების მიმართულების პროგნოზირება რედოქს პოტენციალის მნიშვნელობებზე დაყრდნობით.
რედოქსის პოტენციალი არის ნივთიერებების რედოქსუნარიანობის საზომი. სტანდარტული წყვილის პოტენციალის მნიშვნელობები მითითებულია საცნობარო ცხრილებში.
ელექტროდების სტანდარტულ პოტენციალებს (E °), რომლებიც მოქმედებენ როგორც შემცირების აგენტები წყალბადის მიმართ, აქვთ "-" ნიშანი, ხოლო "+" ნიშანს აქვს ელექტროდების სტანდარტული პოტენციალი, რომლებიც წარმოადგენენ ჟანგვის აგენტებს.
ლითონები, განლაგებული მათი სტანდარტული ელექტროდული პოტენციალის აღმავალი წესით, ქმნიან ე.წ ლითონის ძაბვების ელექტროქიმიური სერია: 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.
რედოქს პოტენციალებს შორის აღინიშნება შემდეგი კანონზომიერებები.
1. თუ წყვილის სტანდარტული რედოქს პოტენციალი უარყოფითია, მაგალითად φ ° (Zn2 + (p) / Zn ° (t)) = -0,76 ვ, მაშინ წყალბადის წყვილთან მიმართებაში, რომლის პოტენციალი უფრო მაღალია, ეს წყვილი მოქმედებს როგორც შემცირების აგენტი. პოტენციალი ყალიბდება პირველი მექანიზმით (ჟანგვის რეაქცია).
2. თუ წყვილის პოტენციალი დადებითია, მაგალითად φ ° (Cu2 + (p) / Cu (t)) = +0,345 V წყალბადის ან სხვა კონიუგირებული წყვილის მიმართ, რომლის პოტენციალი უფრო დაბალია, ეს წყვილი არის ჟანგვის აგენტი. ამ წყვილის პოტენციალი ყალიბდება მეორე მექანიზმით (რედუქციის რეაქცია).
3. რაც უფრო მაღალია წყვილის სტანდარტული პოტენციალის ალგებრული მნიშვნელობა, მით უფრო მაღალია დაჟანგული ფორმის ჟანგვის უნარი და მით უფრო დაბალია ამ წყვილის შემცირებული ფორმის შემცირების უნარი. პოზიტიური პოტენციალის მნიშვნელობის შემცირება და უარყოფითის მატება შეესაბამება ჟანგვის ვარდნას და რედუქციური აქტივობის ზრდას. Მაგალითად:
სტანდარტული რედოქს პოტენციალების მნიშვნელობების შედარება საშუალებას გვაძლევს ვუპასუხოთ კითხვას: ხდება თუ არა ესა თუ ის რედოქს რეაქცია?
ოქსიდირებული და შემცირებული ნახევრად წყვილების სტანდარტული დაჟანგვის პოტენციალებს შორის განსხვავებას ელექტრომოძრავი ძალა (EMF) ეწოდება.
E0 = Eok-Evosst
რაოდენობრივი კრიტერიუმი კონკრეტული რედოქსის რეაქციის შესაძლებლობის შესაფასებლად არის დაჟანგვისა და შემცირების ნახევრად რეაქციის სტანდარტულ რედოქს პოტენციალებს შორის სხვაობის დადებითი მნიშვნელობა.
ORR-ის სტანდარტულ პირობებში სპონტანური ნაკადის შესაძლებლობის დასადგენად აუცილებელია:
G0298 = - p F E0
E> 0 გ< 0 - самопроизвольно
ე< 0 G>0 - უკან
E = 0 G = 0 - ქიმიური წონასწორობა
ელექტრონის ტრანსპორტირების ფიზიკოქიმიური პრინციპები მიტოქონდრიის ელექტრონების ტრანსპორტირების ჯაჭვში.
ყველა სახის რედოქს პროცესი ხდება მიტოქონდრიებში სუბსტრატების დაჟანგვის დროს, რომლის შიდა გარსებზე არის ფერმენტების ანსამბლები - დეჰიდროგენაზები, კოენზიმები (NAD +, FAD, UBH), ციტოქრომების სერია b, c1, c და ფერმენტი - ციტოქრომ ოქსიდაზა. ისინი ქმნიან უჯრედული რესპირატორული ჯაჭვის სისტემას, რომლის დახმარებით ხდება პროტონებისა და ელექტრონების სარელეო გადაცემა სუბსტრატიდან ჟანგბადის მოლეკულებზე, რომლებიც მიეწოდება უჯრედს ჰემოგლობინის მიერ.
რესპირატორული ჯაჭვის თითოეულ კომპონენტს ახასიათებს რედოქს პოტენციალის გარკვეული მნიშვნელობა. ელექტრონების მოძრაობა რესპირატორული ჯაჭვის გასწვრივ ხდება ეტაპობრივად დაბალი პოტენციალის მქონე ნივთიერებებიდან (-0,32 V) უფრო მაღალი პოტენციალის მქონე ნივთიერებებამდე (+0,82 V), რადგან ნებისმიერ ნაერთს შეუძლია ელექტრონების შემოწირულობა მხოლოდ მაღალი რედოქს პოტენციალის მქონე ნაერთზე (ცხრილი). 1).
ცხრილი 1
რესპირატორული ჯაჭვის ბიომოლეკულების სტანდარტული რედოქსის პოტენციალი
სისტემა
ნახევრად რეაქცია
რედოქსის პოტენციალი, ვ
OVER + / OVER × N
OVER + + N + + 2 ē → OVER × N
FAD / FAD × H2
FAD + + 2H + + 2 ē → FAD × H2
UBH / UBH × H2
UBH + 2H + + 2 ē → UBH × H2
ციტოქრომი ბ
ციტოქრომი c1
ციტოქრომი გ
ციტოქრომი a + a3
О2 + 4 Н + + 4 ē → 2 Н2О
ქსოვილის სუნთქვის ჯაჭვი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს დიაგრამის სახით:
ბიოლოგიური დაჟანგვის (დეჰიდროგენაციის) შედეგად წყალბადის ორი ატომი (ორი პროტონისა და ორი ელექტრონის სახით) სუბსტრატიდან შემოდის სასუნთქ ჯაჭვში. პირველ რიგში, ხდება პროტონისა და წყვილი ელექტრონის რელე გადაცემა NAD + მოლეკულაში, რომელიც გადაიქცევა NAD-ის შემცირებულ ფორმაში. × H, შემდეგ ფლავინის ბაზის სისტემა (FAD / FAD × H2 ან FMN / FMN × H2), ორი პროტონისა და ორი ელექტრონის შემდეგი მიმღები არის ubiquinone (UBH). გარდა ამისა, მხოლოდ ელექტრონები გადადის: ორი ელექტრონი UBH-დან × H2 თანმიმდევრულად არის მიღებული ციტოქრომების მიერ მათი რედოქს პოტენციალის მნიშვნელობების შესაბამისად (ცხრილი 1). კომპონენტებიდან ბოლო, ციტოქრომ ოქსიდაზა, ელექტრონებს პირდაპირ ჟანგბადის მოლეკულაში გადასცემს. შემცირებული ჟანგბადი ორი პროტონით UBH-დან × H2 ქმნის წყლის მოლეკულას.
1/2 O2 + 2H + + 2 ē → H2O
უნდა აღინიშნოს, რომ ჟანგბადის თითოეული მოლეკულა ურთიერთქმედებს ორ ელექტრონის სატრანსპორტო ჯაჭვთან, ვინაიდან ციტოქრომების სტრუქტურაში შესაძლებელია მხოლოდ ერთი ელექტრონის გადაცემა Fe3 + → Fe2 +.
რთული ნაერთების ქიმია რედოქსის (რედოქს) რეაქციების სახეები ადამიანის ორგანიზმში. რედოქსის რეაქციები არის რეაქციები, რომლებიც ცვლის ორი ან მეტი ნივთიერების ჟანგვის მდგომარეობას.
ჩვენ გვაქვს ყველაზე დიდი საინფორმაციო ბაზა runet-ში, ასე რომ თქვენ ყოველთვის შეგიძლიათ იპოვოთ მსგავსი მოთხოვნები
რედოქს რეაქციის სამი ძირითადი ტიპი არსებობს:
1. ინტერმოლეკულური (ინტერმოლეკულური დაჟანგვა - შემცირება).
ეს ტიპი მოიცავს ყველაზე მრავალრიცხოვან რეაქციას, რომლებშიც ჟანგვის აგენტის ატომები და აღმდგენი აგენტი შეიცავს ნივთიერებების სხვადასხვა მოლეკულებს. ზემოთ განხილული რეაქციები ამ ტიპისაა.
2. ინტრამოლეკულური (ინტრამოლეკულური დაჟანგვა - შემცირება).
ეს მოიცავს რეაქციებს, რომლებშიც ჟანგვის აგენტი და შემცირების აგენტი სხვადასხვა ელემენტების ატომების სახით ერთი და იგივე მოლეკულის ნაწილია. ნაერთების თერმული დაშლის რეაქციები მიმდინარეობს ამ ტიპის მიხედვით, მაგალითად:
2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2.
3. დისპროპორციულობა (თვითდაჟანგვა – თვითგანკურნება).
ეს არის რეაქციები, რომლებშიც ჟანგვის აგენტი და აღმდგენი აგენტი არის ერთი და იგივე ელემენტი იმავე შუალედური დაჟანგვის მდგომარეობაში, რომელიც, რეაქციის შედეგად, ერთდროულად მცირდება და იზრდება. Მაგალითად:
3CI 0 2 + 6 KOH = 5 KCI + KCIO 3 + 3H 2 O,
3HCIO = HCIO 3 + 2HCI.
რედოქს რეაქციები მნიშვნელოვან როლს თამაშობს ბუნებასა და ტექნოლოგიაში. ბუნებრივ ბიოლოგიურ სისტემებში წარმოქმნილი ORR-ის მაგალითებია მცენარეებში ფოტოსინთეზის რეაქცია და ცხოველებში და ადამიანებში სუნთქვის პროცესები. საწვავის წვის პროცესები, რომლებიც ხდება თბოელექტროსადგურების ქვაბების ღუმელებში და შიდა წვის ძრავებში, არის OVR-ის მაგალითი.
OVR გამოიყენება ლითონების, ორგანული და არაორგანული ნაერთების წარმოებაში, ასუფთავებს სხვადასხვა ნივთიერებებს, ბუნებრივ და ჩამდინარე წყლებს.
9.5. ოქსიდაცია - შემცირების (ელექტროდის) პოტენციალი
ნივთიერებების რედოქს პოტენციალის საზომია მათი ელექტროდი ან რედოქს პოტენციალი j ox / Red (რედოქს პოტენციალი). ) და ელექტრონები. ჩვეულებრივია რედოქს სისტემების ჩაწერა შექცევადი შემცირების რეაქციების სახით:
Oh + ne - D წითელი.
ელექტროდის პოტენციალის წარმოშობის მექანიზმი... მოდი ავხსნათ ელექტროდის ან რედოქს პოტენციალის წარმოქმნის მექანიზმი ლითონის მაგალითის გამოყენებით, რომელიც ჩაეფლო მისი იონების შემცველ ხსნარში. ყველა ლითონი კრისტალურია. ლითონის კრისტალური ბადე შედგება დადებითად დამუხტული იონების Me n + და თავისუფალი ვალენტური ელექტრონებისგან (ელექტრონული გაზი). წყალხსნარის არარსებობის შემთხვევაში ლითონის კათიონების გაქცევა ლითონის გისოსიდან შეუძლებელია, რადგან ეს პროცესი მოითხოვს ენერგიის მაღალ ხარჯებს. როდესაც ლითონი ჩაეფლო ლითონის კათიონების შემცველ მარილის წყალხსნარში, წყლის პოლარული მოლეკულები, რომლებიც შესაბამისად ორიენტირდებიან ლითონის ზედაპირზე (ელექტროდაზე), ურთიერთქმედებენ ზედაპირული ლითონის კატიონებთან (ნახ. 9.1).
ურთიერთქმედების შედეგად ლითონი იჟანგება და მისი ჰიდრატირებული იონები გადადიან ხსნარში და ტოვებენ ელექტრონებს მეტალში:
Ме (к) + m Н 2 ოქსიდაცია Ме n + * m Н 2 О (р) + n-
ლითონი ხდება უარყოფითად დამუხტული და ხსნარი დადებითად. დადებითად დამუხტული იონები ხსნარიდან იზიდავს უარყოფითად დამუხტულ ლითონის ზედაპირს (Me). ორმაგი ელექტრული ფენა ჩნდება ლითონის ხსნარის ინტერფეისზე (სურათი 9.2). მეტალსა და ხსნარს შორის წარმოქმნილი პოტენციური განსხვავება ე.წ ელექტროდის პოტენციალი ან რედოქსული პოტენციალი φ Me n + / Me(φ Ox / Red ზოგადად შემთხვევაში). საკუთარი მარილის ხსნარში ჩაძირული ლითონი არის ელექტროდი (ნაწილი 10.1). ლითონის ელექტროდის ჩვეულებრივი აღნიშვნა Me / Me n + ასახავს მონაწილეებს ელექტროდის პროცესში.
იონების ხსნარში გადასვლისას იზრდება ლითონის ზედაპირის უარყოფითი მუხტი და ხსნარის დადებითი მუხტი, რაც ხელს უშლის ლითონის დაჟანგვას (იონიზაციას).
ჟანგვის პროცესის პარალელურად, ხდება საპირისპირო რეაქცია - ლითონის იონების შემცირება ხსნარიდან ატომებამდე (ლითონის დეპონირება) ლითონის ზედაპირზე დამატენიანებელი გარსის დაკარგვით:
Ме n + * m Н 2 О (р) + n- შემცირება Ме (к) + m Н 2 О.
ელექტროდსა და ხსნარს შორის პოტენციური სხვაობის გაზრდით, წინა რეაქციის სიჩქარე მცირდება და საპირისპირო რეაქციის სიჩქარე იზრდება. ელექტროდის პოტენციალის გარკვეული მნიშვნელობისას, ჟანგვის პროცესის სიჩქარე ტოლი იქნება შემცირების პროცესის სიჩქარისა, დამყარებულია წონასწორობა:
Me n + * m H 2 O (p) + ne - D Me (k) + m H 2 O.
სიმარტივისთვის, დამატენიანებელი წყალი ჩვეულებრივ არ შედის რეაქციის განტოლებაში და იწერება როგორც
Me n + (p) + ne - D Me (k)
ან ზოგადად ნებისმიერი სხვა რედოქს სისტემისთვის:
Oh + ne - D წითელი.
ელექტროდის რეაქციის წონასწორობის პირობებში დადგენილ პოტენციალს ე.წ წონასწორობის ელექტროდის პოტენციალი.განხილულ შემთხვევაში ხსნარში იონიზაციის პროცესი თერმოდინამიკურად შესაძლებელია, ხოლო ლითონის ზედაპირი უარყოფითად დამუხტულია. ზოგიერთი ლითონისთვის (ნაკლებად აქტიური) თერმოდინამიკურად უფრო სავარაუდოა ჰიდრატირებული იონების ლითონად დაყვანის პროცესი, შემდეგ მათი ზედაპირი დადებითად დამუხტულია და მიმდებარე ელექტროლიტის ფენა უარყოფითად დამუხტულია.
წყალბადის ელექტროდი მოწყობილობა.ელექტროდის პოტენციალის აბსოლუტური მნიშვნელობების გაზომვა შეუძლებელია, ამიტომ ელექტროდის პროცესების დასახასიათებლად გამოიყენება მათი ფარდობითი მნიშვნელობები. ამისათვის იპოვეთ პოტენციური სხვაობა გაზომილ ელექტროდსა და საცნობარო ელექტროდს შორის, რომლის პოტენციალი პირობითად მიიღება ნულამდე. სტანდარტული წყალბადის ელექტროდი, რომელიც მოიხსენიება როგორც გაზის ელექტროდი, ხშირად გამოიყენება როგორც საცნობარო ელექტროდი. ზოგადად, გაზის ელექტროდები შედგება ლითონის გამტარისგან, რომელიც ერთდროულად კონტაქტშია გაზთან და ხსნარისაგან, რომელიც შეიცავს ელემენტის დაჟანგულ ან შემცირებულ ფორმას, რომელიც არის გაზის ნაწილი. ლითონის გამტარი ემსახურება ელექტრონების მიწოდებას და ამოღებას და, გარდა ამისა, არის ელექტროდის რეაქციის კატალიზატორი. მეტალის გამტარმა არ უნდა გაგზავნოს საკუთარი იონები ხსნარში. პლატინა და პლატინის ლითონები აკმაყოფილებს ამ პირობებს.
წყალბადის ელექტროდი (ნახ.9.3) არის პლატინის ფირფიტა, რომელიც დაფარულია ფხვიერი ფოროვანი ფირფიტის თხელი ფენით (გასაზრდელად. 
ელექტროდის ზედაპირი) და ჩაეფლო გოგირდმჟავას წყალხსნარში H + იონების აქტივობით (კონცენტრაციით) ერთიანობის ტოლი.
წყალბადი გადის გოგირდმჟავას ხსნარში ატმოსფერული წნევის დროს. პლატინა (Pt) არის ინერტული ლითონი, რომელიც პრაქტიკულად არ ურთიერთქმედებს გამხსნელთან, ხსნარებთან (არ აგზავნის თავის იონებს ხსნარში), მაგრამ მას შეუძლია შეწოვოს მოლეკულები, ატომები, სხვა ნივთიერებების იონები. როდესაც პლატინი შედის მოლეკულურ წყალბადთან კონტაქტში, წყალბადი შეიწოვება პლატინაზე. ადსორბირებული წყალბადი, რომელიც ურთიერთქმედებს წყლის მოლეკულებთან, გადადის ხსნარში იონების სახით, ტოვებს ელექტრონებს პლატინაში. ამ შემთხვევაში პლატინი დამუხტულია უარყოფითად, ხსნარი კი დადებითად. პოტენციური განსხვავება წარმოიქმნება პლატინასა და ხსნარს შორის. ხსნარში იონების გადასვლის პარალელურად მიმდინარეობს საპირისპირო პროცესი - ხსნარიდან H + იონების შემცირება წყალბადის მოლეკულების წარმოქმნით. . წყალბადის ელექტროდზე წონასწორობა შეიძლება წარმოდგენილი იყოს განტოლებით
2H + + 2e - D H 2.
წყალბადის ელექტროდის სიმბოლო H 2, Pt│H +. წყალბადის ელექტროდის პოტენციალი სტანდარტულ პირობებში (T = 298 K, P H2 = 101,3 kPa, [H +] = 1 მოლ / ლ, ანუ pH = 0) პირობითად გათვალისწინებულია ნულის ტოლი: j 0 2H + / H2 = 0 B.
სტანდარტული ელექტროდების პოტენციალი . ელექტროდის პოტენციალი გაზომილია სტანდარტული წყალბადის ელექტროდის მიმართ სტანდარტულ პირობებში(T = 298K; ხსნარებისთვის, კონცენტრაცია (აქტივობა) С Red = С ox = 1 მოლ/ლ ან ლითონებისთვის С Ме n + = 1 მოლ/ლ, ხოლო აირისებრი ნივთიერებებისთვის Р = 101,3 კპა), ეწოდება სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალი და აღნიშნავს j 0 O x / წითელს.ეს არის საცნობარო მნიშვნელობები.
ნივთიერებების ჟანგვის უნარი რაც უფრო მაღალია, მით მეტია მათი სტანდარტული ელექტროდის (რედოქსის) პოტენციალის ალგებრული მნიშვნელობა. პირიქით, რაც უფრო დაბალია რეაგენტის სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალის მნიშვნელობა, მით უფრო გამოხატულია მისი შემცირების თვისებები. მაგალითად, სისტემების სტანდარტული პოტენციალების შედარება
F 2 (გ) + 2e - D 2F (გვ.) J 0 = 2,87 ვ
H 2 (r.) + 2e - D 2H (გვ.) J 0 = -2,25 ვ
აჩვენებს, რომ F 2 მოლეკულებს აქვთ მკვეთრად გამოხატული ჟანგვითი ტენდენცია, ხოლო H იონებს აქვთ შემცირების ტენდენცია.
რიგი ლითონის სტრესები.ლითონების ზედიზედ დალაგებით, როდესაც იზრდება მათი სტანდარტული ელექტროდების პოტენციალის ალგებრული მნიშვნელობა, მიიღება ეგრეთ წოდებული "სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალების სერია" ან "ძაბვის სერია" ან "მეტალის აქტივობის სერია".
ლითონის პოზიცია "სტანდარტული ელექტროდების პოტენციალების სერიაში" ახასიათებს ლითონის ატომების შემცირების უნარს, აგრეთვე ლითონის იონების ჟანგვის თვისებებს წყალხსნარებში სტანდარტულ პირობებში. რაც უფრო დაბალია სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალის ალგებრული მნიშვნელობის მნიშვნელობა, მით უფრო დიდია ამ ლითონის შემცირების თვისებები მარტივი ნივთიერების სახით და სუსტია მისი იონების ჟანგვის თვისებები და პირიქით. .
მაგალითად, ლითიუმი (Li), რომელსაც აქვს ყველაზე დაბალი სტანდარტული პოტენციალი, არის უძლიერესი შემცირების აგენტებს შორის, ხოლო ოქრო (Au), რომელსაც აქვს უმაღლესი სტანდარტის პოტენციალი, არის ძალიან სუსტი შემცირების აგენტი და იჟანგება მხოლოდ ძალიან ძლიერ ოქსიდანტებთან ურთიერთობისას. . „სტრესების სერიის“ მონაცემებიდან ჩანს, რომ ლითიუმის (Li +), კალიუმის (K +), კალციუმის (Ca 2+) იონები და ა.შ. - ყველაზე სუსტი ჟანგვის აგენტები და ყველაზე ძლიერი ჟანგვის აგენტები მოიცავს ვერცხლისწყლის (Hg 2+), ვერცხლის (Ag +), პალადიუმის (Pd 2+), პლატინის (Pt 2+), ოქროს (Au 3+, Au +) იონებს. ).
ნერნსტის განტოლება.ელექტროდის პოტენციალი არ არის მუდმივი. ისინი დამოკიდებულნი არიან ნივთიერების დაჟანგული და შემცირებული ფორმების კონცენტრაციების (აქტივობის) თანაფარდობაზე, ტემპერატურაზე, გამხსნელისა და გამხსნელის ბუნებაზე, გარემოს pH-ზე და ა.შ. ეს დამოკიდებულება აღწერილია. ნერნსტის განტოლებით:
,
სადაც j 0 О x / წითელი არის პროცესის სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალი; R არის უნივერსალური გაზის მუდმივი; T არის აბსოლუტური ტემპერატურა; n არის ელექტრონების პროცესში მონაწილე ელექტრონების რაოდენობა; a oh და წითელი არის ნივთიერების დაჟანგული და შემცირებული ფორმების აქტივობები (კონცენტრაციები) ელექტროდურ რეაქციაში; x და y არის სტოიქიომეტრიული კოეფიციენტები ელექტროდის რეაქციის განტოლებაში; F არის ფარადეის მუდმივი.
იმ შემთხვევისთვის, როდესაც ელექტროდები ლითონისაა და მათზე დამყარებული წონასწორობა აღწერილია ზოგადი ფორმით
Ме n + + ne - D Ме,
ნერნსტის განტოლება შეიძლება გამარტივდეს იმის გათვალისწინებით, რომ მყარი სხეულებისთვის აქტივობა მუდმივია და ტოლია ერთიანობის. 298 K-სთვის, ჩანაცვლების შემდეგ a Me = 1 მოლ / ლ, x = y = 1 და მუდმივი მნიშვნელობები R = 8.314 J / K * mol; F = 96485 C / mol, Me n + აქტივობის ჩანაცვლება ლითონის იონების მოლური კონცენტრაციით C Me n + ხსნარში და 2.303 კოეფიციენტის შემოღება (ათწილადი ლოგარითმებზე გადასვლა), ვიღებთ ნერნსტის განტოლებას სახით
j Ме n + / Ме = j 0 Ме n + / Ме + log С Ме n +.
განასხვავებენ რეაქციებს ინტერმოლეკულური, ინტრამოლეკულური და თვითდაჟანგვა-თვითშეხორცება (ან არაპროპორციული):
თუ ჟანგვის და აღმდგენი საშუალებები არის ელემენტები, რომლებიც ქმნიან განსხვავებულინაერთები, მაშინ რეაქცია ეწოდება ინტერმოლეკულური.
მაგალითი: Na 2 ს O 3 + ო 2 Na 2 ᲘᲡᲔ 4
vos-l ok-l
თუ ჟანგვის და შემცირების აგენტები არის ელემენტები, რომლებიც ერთი და იგივე ნაერთის ნაწილია, მაშინ რეაქციას ეწოდება ინტრამოლეკულური.
მაგალითი: ( ნ H 4) 2 კრ 2 O 7 ნ 2 + კრ 2 O 3 + H 2 O.
in-l o-l
თუ ჟანგვის და აღმდგენი საშუალებაა იგივე ელემენტი,ხოლო მისი ატომების ნაწილი იჟანგება, ხოლო მეორე მცირდება, მაშინ რეაქცია ეწოდება თვითდაჟანგვა-თვითგანკურნება.
მაგალითი: H 3 პ O 3 H 3 პ O 4 + პ H 3
in-l / o-l
რეაქციების ასეთი კლასიფიკაცია მოსახერხებელია მოცემულ ნივთიერებებს შორის პოტენციური ჟანგვის და აღმდგენი აგენტების დასადგენად.
4 რედოქსის შესაძლებლობის განსაზღვრა
რეაქციებიელემენტების დაჟანგვის მდგომარეობით
რედოქსის ტიპის მიხედვით ნივთიერებების ურთიერთქმედების აუცილებელი პირობაა პოტენციური ჟანგვის და შემცირების აგენტის არსებობა. მათი განმარტება ზემოთ იყო განხილული, ახლა ჩვენ გაჩვენებთ, თუ როგორ გამოვიყენოთ ეს თვისებები რედოქს რეაქციის შესაძლებლობის გასაანალიზებლად (წყლიანი ხსნარებისთვის).
მაგალითები
1) HNO 3 + PbO 2 ... - რეაქცია არ მიდის, რადგან არა
o – l o – l პოტენციური რედუქტორი;
2) Zn + KI ... - რეაქცია არ მიდის, რადგან არა
in-l in-l პოტენციური ოქსიდანტი;
3) KNO 2 + KBiO 3 + H 2 SO 4 ...- რეაქცია შესაძლებელია, თუ ამავე დროს
in-l o-l KNO 2 არის შემცირების აგენტი;
4) KNO 2 + KI + H 2 SO 4 ... - რეაქცია შესაძლებელია, თუ ამავე დროს
o - l in - l KNO 2 არის ჟანგვის აგენტი;
5) KNO 2 + H 2 O 2 ... - რეაქცია შესაძლებელია თუ ამავე დროს
c - l o - l H 2 O 2 იქნება ჟანგვის აგენტი და KNO 2
რესტავრატორი (ან პირიქით);
6) KNO 2 ... - რეაქცია შესაძლებელია
o - l / w - l არაპროპორციულობა
პოტენციური ჟანგვის აგენტის და აღმდგენი აგენტის არსებობა აუცილებელი, მაგრამ არასაკმარისი პირობაა რეაქციის გასაგრძელებლად. ასე რომ, ზემოთ განხილულ მაგალითებში მხოლოდ მეხუთეში შეგვიძლია ვთქვათ, რომ მოხდება ორი შესაძლო რეაქციისგან ერთი; სხვა შემთხვევაში საჭიროა დამატებითი ინფორმაცია: იქნება ეს რეაქცია ენერგიულად სასარგებლო.
5 ჟანგვის აგენტის (შემცირების აგენტის) შერჩევა ელექტროდის პოტენციალის ცხრილების გამოყენებით. რედოქსის რეაქციების სასურველი მიმართულების განსაზღვრა
რეაქციები სპონტანურად მიმდინარეობს, რის შედეგადაც გიბსის ენერგია მცირდება (G c.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.
in-l o-l ორის კომბინაცია
ნახევრად რეაქციები:
Zn Zn 2+ და Cu 2+ Cu;
პირველი მათგანი, მათ შორის შემცირების აგენტი(Zn) და მისი დაჟანგული ფორმა (Zn 2+) ე.წ აღდგენითი სისტემა, მეორე, მათ შორის ჟანგვის აგენტი(Cu 2+) და მისი შემცირებული ფორმა (Cu), - ჟანგვითისისტემა.
თითოეული ეს ნახევრად რეაქცია ხასიათდება ელექტროდის პოტენციალის მნიშვნელობით, რომელიც აღნიშნავს, შესაბამისად,
E აღდგენა = E 0 Zn 2+ / Zn და E დაახ. = E 0 Cu 2+ / Cu.
E 0-ის სტანდარტული მნიშვნელობები მოცემულია სახელმძღვანელოებში:
E 0 Zn 2+ / Zn = - 0,77 V, E 0 Cu 2+ / Cu = + 0,34 ვ.
EMF = .E 0 = E 0 დაახლ. - E 0 დაისვენე. = E 0 Cu 2+ / Cu - E 0 Zn 2+ / Zn = 0.34 - (–0.77) = 1.1V.
ცხადია, E 0> 0 (და, შესაბამისად, G 0< 0), если E 0 ок. >E 0 დასვენება. , ე.ი. რედოქსის რეაქცია მიმდინარეობს იმ მიმართულებით, რომლისთვისაც დაჟანგვის სისტემის ელექტროდის პოტენციალი აღემატება შემცირების სისტემის ელექტროდის პოტენციალს.
ამ კრიტერიუმის გამოყენებით შესაძლებელია განისაზღვროს რომელი რეაქცია, პირდაპირი თუ საპირისპირო, მიმდინარეობს უპირატესად, ასევე აირჩიეთ ჟანგვის აგენტი (ან შემცირების აგენტი)მოცემული ნივთიერებისთვის.
ზემოთ მოყვანილ მაგალითში, E 0 დაახლ. > E 0 დასვენება. ამიტომ, სტანდარტულ პირობებში, სპილენძის იონები შეიძლება შემცირდეს მეტალის თუთიით (რაც შეესაბამება ამ ლითონების პოზიციას ელექტროქიმიურ სერიაში)
მაგალითები
1. დაადგინეთ შესაძლებელია თუ არა იოდიდის იონების დაჟანგვა Fe 3+ იონებით.
გამოსავალი:
ა) დავწერთ შესაძლო რეაქციის სქემას: I - + Fe 3+ I 2 + Fe 2+,
in-l o-l
ბ) ვწერთ ნახევრად რეაქციებს ჟანგვისა და შემცირების სისტემებისთვის და შესაბამისი ელექტროდის პოტენციალებისთვის:
Fe 3+ + 2e - Fe 2+ E 0 = + 0.77 B - ჟანგვის სისტემა,
2I - I 2 + 2e - E 0 = + 0.54 B - შემცირების სისტემა;
გ) ამ სისტემების პოტენციალების შედარებისას დავასკვნათ, რომ მოცემული რეაქცია შესაძლებელია (სტანდარტულ პირობებში).
2. შეარჩიეთ ოქსიდანტები (მინიმუმ სამი) ნივთიერების მოცემული ტრანსფორმაციისთვის და აირჩიეთ ის, სადაც რეაქცია მიმდინარეობს ყველაზე სრულად: Cr (OH) 3 CrO 4 2 -.
გამოსავალი:
ა) საცნობარო წიგნში ვხვდებით E 0 CrO 4 2 - / Cr (OH) 3 = - 0.13 V,
ბ) საცნობარო წიგნის დახმარებით შეარჩიეთ შესაფერისი ოქსიდანტები (მათი პოტენციალი უნდა იყოს - 0,13 ვ-ზე მეტი), ხოლო ყურადღება გაამახვილეთ ყველაზე ტიპურ, „არადეფიციტურ“ ოქსიდანტებზე (ჰალოგენები - მარტივი ნივთიერებები, წყალბადის ზეჟანგი, კალიუმის პერმანგანატი, და ა.შ.)).
გამოდის, რომ თუ ტრანსფორმაცია Br 2 2Br - შეესაბამება ერთ პოტენციალს E 0 = + 1.1 V, მაშინ პერმანგანატის იონების და წყალბადის ზეჟანგისთვის შესაძლებელია შემდეგი ვარიანტები: E 0 MnO 4 - / Mn 2+ = + 1.51 B - ვ მაწონიგარემო,
E 0 MnO 4 - / MnO 2 = + 0.60 B - გ ნეიტრალურიგარემო,
E 0 MnO 4 - / MnO 4 2 - = + 0.56 B - c ტუტეგარემო,
E 0 H 2 O 2 / H 2 O = + 1.77 B - გ მაწონიგარემო,
E 0 H 2 O 2 / OH - = + 0.88 B - c ტუტეგარემო.
იმის გათვალისწინებით, რომ პირობით განსაზღვრული ქრომის ჰიდროქსიდი არის ამფოტერიული და, შესაბამისად, არსებობს მხოლოდ სუსტად ტუტე ან ნეიტრალურ გარემოში, შერჩეული ოქსიდანტებიდან, შესაფერისია შემდეგი:
E 0 MnO4 - / MnO2 = + 0.60 B და. E 0 Br2 / Br - = + 1.1 B ..
გ) ბოლო პირობა, ოპტიმალური ჟანგვის აგენტის არჩევა რამდენიმედან, წყდება იმის საფუძველზე, რომ რეაქცია მიმდინარეობს რაც უფრო სრულად, მით მეტია მისთვის უარყოფითი G 0, რაც თავის მხრივ განისაზღვრება E 0 მნიშვნელობით. :
რაც უფრო დიდია ალგებრული მნიშვნელობა ე 0 , განსაკუთრებით რედოქსის რეაქცია სრულად მიმდინარეობს, მით მეტია პროდუქტის მოსავლიანობა.
ზემოთ განხილული ჟანგვის აგენტებიდან E 0 ყველაზე დიდი იქნება ბრომისთვის (Br 2).
Ჩატვირთვა ...