Oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari elektrokimyo asoslari

Oksidlanish qaytarilish reaksiyalarining sanoatidagi axamiyati
Reja:

1. Oksidlanish va kaytarilish prosesslari

2. Oksidlanish darajasi
3. Asosiy oksidlovchi va kaytaruvchilar
Xulosa
Foydalanilgan adabiyotlar
Anorganiq ximiyadagi barcha reaksiyalarni ikki turga bo'lish mumkin;
1. Reaksiyaga kirishuvchi elementlarning oksidlanish darajasi uzgarmay koladigan reaksiyalar.
2. Oksidlanish darajasi uzgarishi bilan boradigan reaksiyalar.
Birinchi tur reaksiyalarga almashinish, parchalanish va birikish reaksiyalari misol bula oladi. Masalan:
HCl + KOH =KCl + H₂O
CaCO₃ CaO + CO₂
SO₃ + H₂O = H₂SO₄.
Bu misollarda xech qaysi elementning oksidlanish darajasi uzgarmaydi.
Ikkinchi tur reaksiyalariga sikib chikarish va boshqa reaksiyalar misol bo'ladi. Bunday reaksiyalar oksidlanish-kaytarilish reaksiyadari deyiladi. Ularda elektronlar bir atom yoki ionlardan ikkinchi atom yoki ionlarga o'tadi. Uziga elektron biriktirib olgan atom, ion, molekulalar oksidlovchi deb, elektron yukotadigan atom, ion, molekulalar kaytaruvchi deb ataladi. Elektron biriktirib olish prosessi-kaytarilish prosessi deb, elektron berish prosessi-oksidlanish prosessi deyiladi. Demak, oksidlovchi kaytariladi va kaytaruvchi oksidlanadi.
Mg⁰ + CI ₂⁰ = Mg²⁺CI₂^1-
H₂⁰ + Cu²⁺O^2- = H₂¹⁺O^2- +Cu⁰
Element atomi oksidlanganda uning oksidlanish darajasi ortadi, kaytarilganda esa oksidlanish darajasi pasayadi.
Masalan, Sn²⁺-2e = Sn⁴⁺ prosessida kalayning oksiddanish darajasi +2 dan +4 gacha ortdi, Cr⁶⁺ +3e =Cr³⁺ prosessida xromning oksidlanish darajasi +6 dan +3 gacha kamayadi.
Element atomi o'zining eng yuqori oksidlanish darajasida (masalan S⁶⁺, P⁵⁺, Cu²⁺, Mn⁷⁺ ionlarda) boshqa elektron yukota olmaydi va faqat oksidlovchi xossasini nomayon qiladi. Va aksincha, element atomi o'zining eng kichik oksidlanish darajasida o'ziga elektron kabul kila olmaydi va faqat kaytaruvchi (masalan, S^2-, N^3-, Cl^-, P^3-, J^- ionlari) xossasini namoyon qiladi. Agar element atomi o'zining o'rtacha oksidlanish darajasiga ega bulsa, u eritmaning muxitiga qarab yo oksidlovchi yoki kaytaruvchi xossasini namoyon qiladi.
Kaytaruvchidan oksidlovchiga elektronlar utganda odatda reaksiyada ishtirok etayotgan elementning valentligi uzgaradi. Lekin oksiddanish-kaytarilish reaksiyalarida element valentligi uzgarmay kolishi mumkin. Masalan:
1. H₂⁰ + Cl₂⁰ = 2HCl 2. CH₄ + 2O₂ = CO₂ + H₂O
Birinchi reaksiyada vodorod va xlorning valentligi reaksiyadan oldin xam keyin xam birga teng. Metanning yonish reaksiyasida uglerod, kislorod va vodorodlarning valentliklari uzgarishsiz kolyapti. Lekin bu reaksiyalarda atomlarning xolatdari uzgaradi. Demak, molekulada atom xolatini valentlik tushunchasi tupik ifodalay olmaydi. Shuning uchun xam, oksidlanish-kaytarilish reaksiyadarida oksidlanish darajasi tushunchasidan foydalanish maqsadga muvofiq bo'ladi. Valentlik kovalent bog'lanishda (musbat yoki manfiy) ishoraga ega emas. U faqat bog'lanish sonini kursatadi. Ximiyaviy bog'lanishda esa elektronlar elektrmanfiyrok element atomiga siljigan bo'ladi, natijada atomlar ma'lum zaryadga ega bo'ladi.
Kuyidagi misollar valentlik bilan oksidlanish darajasi orasidagi farqni yakkol kursatadi.
1. Azot molekulasida ikkita azot (N=N) atomi o'zaro uch juft elektron orqali birikkan. Uning oksidlanish darajasi nolga teng. Chunki ximiyaviy bog' xosil kilgan umumiy elektron jufti xar ikki azot atomidan bir xil masofada joylashgan.
2. Gidrazin-N₂H₄ molekulasida, xar bir azot atomining valentligi 3 ga teng, oksidlanish darajasi esa minus 2ga teng, chunki;

xar bir azot-vodorod bog'da umumiy electron jufti azot atom tomonga siljigan.
3. Oksidlanish darajasi musbat, manfiy, nol va kasrli bo'lishi mumkin.
Umumiy elektron juftini o'ziga tortgan elektr manfiyrok element manfiy (-) va ikkinchi element musbat (+) oksidlanish darajasiga ega. Ximiyaviy birikmada yoki eritmada xakikiy bo'lgan ionlarni kursatish uchun musbat va manfiy ishorasi rakamdan keyin yoziladi.
Masalan: Fe³⁺, Mn²⁺, SO₄^2-, MnO^-₄ ,Cl^- , Na⁺ va boshqalar.
Ximiyaviy birikmalarda atomning oksidlanish darajasini aniqlashda kuyidagi qonundan foydalaniladi.
1. Oddiy moddalarda atomning oksidlanish darajasi nolga teng (H₂, O₂,Fe, S).
2. Metallar xamma vaqt musbat oksidlanish darajasiga ega.
3. Vodorod, gidridlardan tashqari xamma birikmalarda +1, gidridlarda esa -1 oksidlanish daraja namoyon etadi.
4. Kislorod birikmalarda (OF₂ dan tashqari) -2 oksidlanish daraja namoyon etadi. Peroksid (-0-0-gruppali) larda esa kislorodning oksidlanish darajasi -1 ga teng.
5. Metallamaslarni oksiddanish darajasi xam musbat, xam manfiy bo'lishi mumkin.
Bu ma'lumotlarga asoslanib murakkab birikmalardagi atomlarning oksidlanish darajasini xisoblab topish mumkin, bunda molekuladagi atomlar oksidlanish darajalarining algebraik yigindisi doimo nolga, murakkab ionda esa ionning zaryadiga teng bo'lishini e'tiborga olish kerak. Misol, H₂SO₄ dagi oltingugurtning oksidlanish darajasini xisoblab topamiz.
H⁺₂ O^2-₄
(+1)*2 + x + (-2)*4 = 0 x=+6
Demak, oltingugurtning oksidlanish darajasi +6 ga teng.
Uziga elektron kabul qilib, davriy sistema qatoridagi inert gazning elektron strukturasiga ega bo'lgan yoki manfiy zaryadlangan ionlar xosil kiluvchi neytron atomdar oksidlovi bo'ladi. Masalan, gologenlarning neytrol atomlari F₂, Cl₂, Br₂, J₂ oksidlovchi funksiyasini bajarib, manfiy zaryadlangan F₂, Cl₂, Br₂, J₂ ionlarga aylanadi.
Galogenlardan ftor va xlor kuchli oksidlovchi xisoblanadi.
Asosiy oksidlovchilarga yana kislorod, oltingugurt va boshqalar misol bula oladi. Ba'zi metall ionlari uzlarining eng yuqori valentliklarida (masalan. Nr⁴⁺, Cr⁶⁺, Pb⁴⁺) oksidlovchi bo'lishi mumkin.
Erkin xolda barcha metallar, asosan ishkoriy (Li, Na, K, Rb, Cs) va ishkoriy-yer (Ca, Sr, Ba) metallari, kislorodsiz kislota koldiklarining ionlari (J^-,Br^-,S₂) xamda gidridlar (KH, NaH, CaH₂ ) kaytaruvchi bo'ladi. Shuni nazarda tutish kerakki, oksidlovchi bilan kaytaruvchi urtasida keskin chegara yuk, bitta modda bir sharoitda oksidlovchi, ikkinchi sharoitda esa kaytaruvchi bo'lishi mumkin. Masalan, temir sulfid xosil bo'lish reaksiyasida S + Fe = FeS oltingugurt -S elektron kabul qilib oksilovchi, lekin S + 2HNO₃ = H₂SO₄ +2NO reaksiyada esa elektron berib kaytaruvchi xossasini namoyon qiladi.
Oksidlanish kaytarilish reaksiyalarining tenglamalarini tuzishda elektron-balans va ion-elektron (yarim reksiyalar) metodlaridan foydalaniladi.
1. Elektron-balans metodi yordamida oksidlanish-kaytarilish reaksiyalarining tenglamalarini tuzishda oksidlovchi va kaytaruvchilarni kabul kilgan va yukotgan elektronlar sonini aniqlash kerak. Kaytaruvchining yukotgan va oksidlovchining kabul kilgan elektronlar soni reaksiyadan oldin va keyin atom, ionlarning oksidlanish darajasi uzgarish bilan aniqlanadi. Kaytaruvchining umumiy yukotgan elektronlar soni, oksidlovchining umumiy kabul kilgan elektronlar soniga teng bo'lishi kerak.
AI + O₂- AI₂O₃
A1 - 3e = A1³⁺ 3 4 - kaytaruvchi
O₂ + 4e = 2O ^2- 4 3 - oksidlovchi.
4AI + 3O₂ = 2AI₂O₃
P + HNO₃ = H₃PO₄ + NO
P⁰ - 5e = P⁵⁺ 5 3 -kaytaruvchi
N⁵⁺ + 3e = N²⁺ 3 5-oksidlovchi.
3P + 5HNO₃ = 3H₃PO₄ + 5NO
Reaksiyaning ung va chap tomonidagi atomlar sonini xisoblash tenglamaning chap tomonidan vodorod va kislorod atomlari o'zaro teng emasligini kursatadi. Bu xolda tenglamaning chap tomoniga suv molekulalari yoziladi va reaksiyaning tenglamasi kuyidagi kurinishga ega bo'ladi.
3PQ5HNO3Q2N2 Oq3N3RO4 Q5NO
Ba'zi bir xollarda metall oksidlanganda tuz xosil bo'ladi, bunday xolda reaksiyaga kislota molekulasidan ortikcha mikdorda olinadi. Masalan;
Cu + HNO₃ =Cu (NO₃)₂ + NO + H₂O
Cu⁰-2e = Cu²⁺ 2 3-kaytaruvchi
N⁵⁺-3e = N²⁺ 3 2-oksidlovchi.
3Cu + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O
Tenglamaning ung qismida 8 ta. chap qismida 2 ta, ya'ni uch molekula tuz xosil bo'lishida ishtirok etayogan 6 ta azot atomi yetishmaydi, bundan yana nechta suv molekulasi yozish kerakligi aniqlanadi va reaksiya tenglamasi kuyidagi kurinishga ega bo'ladi;
3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
Eritmada boradigan oksidlanish-kaytarilish reaksiyalarining to'lik molekulyar tenglamalarini tuzishda elektron-balans metodidan foydalanib oksidlanish darajasi tushunchasini ishlatish o'zining fizik ma'nosini yukotadi. Chunki elektron balans metodida ishlatiladigan Cr^6+, Mn⁷⁺, N⁵⁺ va boshqa kationlar eritmada umuman bo'lmaydi. Ular suvli eritmada suvning kislorodi bilan birikib, CrO₄^2-, MnO₄^2-, NO₃^- ionlari xolida mavjud bo'ladi.
Bundan tashqari, elektron-balans metodi oksidlanish-kaytarilish prosessida gidrosid va vodorod ionlari xolida suv molekulalarining rolini kursatmaydi. Shuning uchun xam suvli eritmalarda boradigan oksidlanish-kaytarilish reaksiyalarining tenglamalarini tuzishda ion-elektron metodidan foydalanish maqsadga muvofiqdir. Bu metodda koeffisiyentlar ion-elektron tenglama yerdamida topiladi. Ion-elektron tenlamaning elektron-balans tenglamadan farqi shuki, unda elektrolitik dissosilanish nazariyasiga binoan suvli eritmada xakikatan mavjud bo'lgan ionlar yoziladi.
Titrlash davomida oksidlanish-qaytarilish potensiali o‘zgarib boradi. Agar shu o‘zgarish hisobga olib borilsa va hosil bo‘lgan qiymatlar koordinata o‘qiga qo‘yilsa, titrlash egri chiziqlari yuzaga keladi. Titrlash davomida o‘zgarayotgan potensial tenglamasi yordamida hisoblanadi. Misol tariqasida Fe⁺² ionini Ce⁺⁴ ioni bilan
Fe⁺²+Ce⁺⁴↔Fe⁺³+Ce⁺³
reaksiya bo‘yicha titrlashni ko‘rib chiqsak, titrlash davomida o‘zgaradigan potensial qiymati quyidagicha hisoblanadi:
a) Ekvivalentlik nuqtasigacha eritmada faqat Fe⁺³/Fe⁺² jufti bo‘lib, potensial

formula yordamida hisoblanadi, bunda reaksiya davomida [Fe⁺³]/[Fe⁺²] nisbat ortib boradi.
b) Ekvivalentlik nuqtasida eritmada [Ce⁺³]=[Fe⁺³] va [Ce⁺⁴]=[Fe⁺²] muvozanat o‘rnatiladi. Bu nuqtada

bo‘lganligi bois potensialni hisoblash uchun yuqoridagi



tenglamalar qo‘shiladi, bu tenglamalardagi

bo‘lganligi hisobga olinsa,



bu yerdagi



bo‘ladi, chunki o‘rnatilgan muvozanatga ko‘ra



Bundan 2Ee=1,45+0,771 kelib chiqadi. Demak, ekvivalentlik nuqqtasida potensial Ee=(l,45+0,771)/2=1,11 V yoki umumiy holda, ekvivalentlik nuqtasidagi potensial aRed₁+bOx₂↔cOx₂+bRed₂ reaksiya uchun

formula yordamida hisoblanadi (bu yerda, a va b - berilgan va qabul qilingan elektronlar soni).
d) Ekvivalentlik nuqtasidan so‘ng eritmada faqat Ce⁺⁴/Ce⁺³ juft bo‘ladi va potensial formulasi yordamida hisoblanadi.

Yod eritmasi bilan yoki yod hosil bo‘lishiga asoslangan titrlashda ekvivalentlik nuqtasi kraxmal yordamida (rangsiz eritma yorqin ko‘k tusga kiradi, qaytaruvchilar ta’sirida ko‘k rang yo‘qoladi) aniqlanadi. Titrlashning ayrim hollarida (titanometriya) ekvivalentlik nuqtasi qaytaruvchilar ishtirokida temir (III) rodanidning qonsimon qizil rangi yo‘qolishi asosida aniqlanadi. Shuni ta’kidlash kerakki, rangning yo‘qolishi yoki rang intensivligining kamayishi asosida oxirgi nuqtani topish aniqligi ancha past. Yuqorida keltirilgan moddalar: kraxmal, temir(III)rodanid spetsifik reaktivlar (indikatorlar) qatoriga kiradi. Biroq, ularni hamma Oksidlanish-qaytarilish usullariga ham tatbiq etib bo‘lmaydi. Bu moddalar rangining o‘zgarishi eritmaning Oksidlanish-qaytarilish potensiali o‘zgarishiga bog‘liq emas. Hozirgi vaqtda o‘z rangini eritmaning oksred potensiali o‘zganshi bilan o‘zgartiradigan oksred indikatorlar ko‘p ishlatiladi. Oksred (red-oks) indikatorlar organik birikmalar bo‘lib, ular pH ing oksidlangan va qaytarilgan shakllari turli rangga ega. Bu moddalar eritmalarining
ranglari Oksidlanish-qaytarilish potensialining tegishli qiymatlarida o‘zgartiradi.
Boshqacha qilib aytganda redoks indikatorlar o‘z ranglarini ma’lum pH qiymatida o‘zgartiruvchi kislota-asosli indikatorlar pH ni eslatadi. Shuni nazarda tutish kerakki, potensial titrlanuvchi eritmaning pH qiymatiga ham bog‘liq bo‘ladi. Shu bois ishlatilayotgan redoks-indikator o‘z rangini pH ning ekvivalentlik nuqtasiga to‘g‘ri kelmaydigan, boshqa qiymatida o‘zgartirishi ham mumkm. Eritmada ortiqcha miqdor oksidlovchining paydo bo‘lishi indikator pH ing oksidlanishiga olib keladi, bunda uning rangi boshqa tusga o‘tadi. Ortiqcha miqdor qaytaruvchi esa indikator pH i qaytaradi. Oksred indikatorlar qyidagi talablarga javob berishi kerak:sezgir bo‘lishi; faqat ekvivalent nuqtadagina reaksiyaga kirishishi;
oksidlangan va qaytarilgan shakllarda ranglari keskin farq qilishi-ozgina qism indikator ishlatilganda ham uning rangi o‘zgarishi sezilarli bo‘lishi; indikator rangining o‘zgarish sohasi kichik bo‘lishi; ya’ni uning rangi potensialning kichik oralig‘ida o‘zgarishi va u titrlash sakrashi bilan mos kelishi; indikator kislorod, uglerod (IV)-oksid va yorug‘lik ta’siriga chidamli, barqaror bo‘lishi lozim. Odatda, titrlashda eritmaga indikatordan kam miqdorda (bir-ikki tomchi) qo‘shiladi. Eritma potensialining o‘zgarishiga qarab redoks indikatorlar pH ing muvozanat holati o‘zgaradi. Misol tariqasida,
J₂+2e↔2J^-
sistemasini olsak, erkin yod qo‘ng‘ir rangli, yodid ion esa rangsiz.Yodid ion sistemaning oksred potensialidan katta potensialli moddalar ta’siridan yodgacha oksidlanadi, sistema oksred potensialidan kichik potensialli moddalar ishtirokida esa yod yodid ioniga qaytariladi. Yodid-yod indikator sistemasining ta’siri titrlanuvchi sistema va indikator pH ing oksred potensiallari nisbatiga asoslangan.
Redoks indikator rangining paydo bo‘lishi yoki yo‘qolishi, uning har ikkala shakli orasidagi muvozanatga bog‘liq:
Ind_Ox+ne↔Ind_Red.
Bunday oksred sistema uchun:

bu yerda, E —indikator sistemasi oksred potensiali, EoInd—indikator sistemasi normal oksidlanish-qaytarilish potensiali, n — yo‘qotiluvchi yoki qabul qilinuvchi elektronlar soni. Indikator pH ing muayyan rangli shaklini hosil qilish uchun sistema ma’lum oksred potensialiga ega bo‘lishi kerak. Indikator pH ing rangi va yorqinligi [IndOx]/[IndRed] nisbatga bog‘liq.
Yuqoridagidan:

ekanligi ma’lum. Indikator rangining paydo bo‘lishi oksidlanish-qaytarilish potensialining ma’lum sohasiga bog‘liq, bu soha indikator pH ing o‘zgarish sohasi deyiladi. U quyidagi formula bilan hisoblanadi: