Oksidlanish – qaytarilish jarayonlari

Oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi
tenglamalarini tuzish
Oksidlanish – qaytarilish reaksiyalarini xarakterlovchi tenglamalar tuzishda quyidagi qoidalarga rioya qilish kerak:
1.Qaytaruvchi moddaning atom yoki ionlari yo’qotgan elektronlarning umumiy soni oksidlovchi modda qabul qilgan elektronlarning umumiy soniga tengdir.
2.Reaksiyada ishtirok etgan har qaysi element atomlarning soni tenglamaning chap tomonida qancha bo’lsa, o’ng tomonida ham shuncha bo’ladi, shu bilan birga tenglamaning chap tomonidagi zaryadlarning algebraic yig’indisi o’ng tomondagilarnikiga teng bo’lishi kerak.
3.Agar oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi natijasida O^2- ionlari xosil bo’lsa, u kislotali muhitda vodorod ionlari bilan birikib suv malekulasiga aylanadi, ishqoriy yoki neytral eritmalarda esa gidroksid ionlari hosil qiladi:
H₂O+O^2- 2HO^-
Oksidlanish – qaytarilish reaksiyalari tenglamalari ikki usulda tuziladi. Birinchi usul – qaytaruvchi yo’qotgan umumiy elektronlar sonini oksidlovchi qabul qilgan barcha elektronlar soni bilan tenglashtirish usuli bo’lib, “elektron balans usuli” deyiladi. Ikkinchi usul – “ion elektron” (yoki yarim reaksiyalar) usulidir. Keying usulda avval, oksidlanish – qaytarilish jarayoning har biri uchun alohida – alohida ionli tenglamalar tuziladi, so’ngra bu tenglamalarni muvofiq koefitsentlarga ko’paytiriladi va ularni bir – biriga qo’shib, yig’indisi topiladi.
A.Elektron balans usuli. 1. Avvalo, oksidlanish darajasi o’zgargan elementlarni aniqlab olamiz. Masalan:
KMnO₄+FeSO₄+H₂SO₄  MnSO₄+K₂SO₄+Fe₂(SO₄)₃+H₂O
Reaksiyada Mn ning oksidlanish darajasi +7 dan +2 ga qadar pasayadi, temirniki +2 dan +3 ga qadar ko’tariladi.
2.Oksidlanish – qaytarilish sxemasini tuzamiz: marganes ko’tariladi, u o’ziga 5 ta elektron qo’shib oladi; Fe²⁺ oksidlanadi, u o’zidan bitta elektron beradi:
Mn⁺⁷+5e  Mn²⁺
Fe²⁺ - 1e  Fe³⁺
Marganesning har bir atomi 5 tadan elektron oladi, temirning har qaysi atomi faqat bittadan elektron berganligi tufayli balans qilish uchun sxemani quyidagicha ko’chirib yozamiz:
Mn⁺⁷+ 5e  Mn²⁺ | 1 | yoki 2 ta ion olinsa,
Fe²⁺ - 1e  Fe³⁺ | 5 | yoki 10 ta ion olishi kerak.
3.Sxemadagi oksidlovchi va qaytaruvchi moddalarning formulalari oldiga topilgan koefitsentlarini qo’yamiz:
2KMnO₄+10FeSO₄+H₂SO₄  2MnSO₄+K₂SO₄+5Fe₂(SO₄)₃+H₂O
4.Reaksiyada ishtirok etgan boshqa birikmalar uchun koefitsentlar tanlashda tenglamaning o’ng va chap tomoni bir – biriga taqqoslanadi.
Eng ohirgi tenglama quyidagi shaklda yoziladi:
2KMnO₄+10FeSO₄+8H₂SO₄=2MnSO₄+K₂SO₄+5Fe₂(SO₄)₃+8H₂O
a.Agar bir modda malekulasida ikkita element atomi qaytaruvchi hossalarni namoyon qilsa, balans chiqarishda qaytaruvchi tarkibidagi barcha atomlar yo’qotgan elektronlar sonining yig’indisi hisoblanadi. Masalan:
As₂S₃+HNO₃+H₂SO+H₂O  H₃AsO₄+H₂SO₄+NO
Reaksiyasi uchun quyidagicha sxema tuzish kerak:
2As⁺³ – 2*2e  2As⁺⁵
3S^-2 – 3*8e  3S⁺⁶
N⁺⁵ + 3e  N⁺²
Demak As₂S₃ ning uchta malekulasi yo’qotgan 84 elektronni HNO₃ ning 28 ta malekulasi qabul qiladi, shuning uchun tenglama quyidagi koefitsentlarga ega bo’ladi:
3As₂S₃+28HNO₃+4H₂O=6H₃AsO₄+9H₂SO₄+2NO
b.Agar biror element oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi natijasida ikki birikma tarkibida uchrab, ularning birida o’zining oksidlanish darajasini o’zgartirib, ikkinchisida o’zgartirmasa, sxema tuzishni oksidlanish darajasini o’zgartirgan birikmadan boshlaymiz, so’ngra, oksidlanish darajasi o’zgarmagan birikmalar malekulalari atomlarining sonini hisobiga olamiz. Masalan:
Cu₂S+HNO₃  Cu(NO₃)₂+H₂SO₄+NO+H₂O
B. Ion – elektron(yoki yarim reaksiyalar) usuli. Bu usuldan foydalanish uchun eng avval reaksiya tenglamasining sxemasini ionli shaklda yozib olish kerak. Bunda oz dissosilanadigan va cho’kmaga tushgan moddalar ionlar shaklida yozilmaydi.
Masalan, KJ ning kislotali muxitda K₂Cr₂O₇ bilan oksidlanish reksiyasini ko’rib chiqaylik.
KJ+K₂Cr₂O₇H₂SO₄  J₂+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O
Bu sxemani ionli shaklda yozaylik:
J^-+Cr₂O₇²+H⁺  2Cr³⁺+H₂O+J₂
Bu reaksiyada J^- qaytaruvchi bo’lib, u oksidlanadi:
2J^--2eI₂
Cr₂O₇² ioni esa oksidlovchidir, u qaytarilib Cr³⁺ ioniga aylanadi; bixromat ioni tarkibidagi 7 ta kislorod atomi 14 ta H⁺ nomi bilan birikib 7 malekula suv hosil qiladi:
Cr₂O₇²+6e+14H⁺  2Cr³⁺+7H₂O
Tenglamaning chap qismida ham, o’ng qismida ham musbat zaryadlar yig’indisi +6 ga teng (chap tomonda -2-6+14=+6, o’ng tomonda esa +3*2=+6).
Ko’pchilik hollarda, oksidlovchi yoki qaytaruvchi moddada faqat muayyan muhitda reaksiyaga kirishadi; agar zaruriy muhit yaratilmasa, reaksiya istalgan yo’nalishda bormasligi mumkin. Bazan muhitning Ph qiymati o’zgarganda oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi o’z yo’nalishini o’zgartirib teskari yo’nalishda sodir bo’ladi. Masalan;
3I₂+3H₂O=HIO₃+5HI
Reaksiyasi ishqoriy muhitda tez boradi; agar bu reaksiya muhitipH 1 ga tenglashtirilsa, reksiya teskari yo’nalishda boradi:
HIO₃+5HI  3I₂+3H₂O
Labaratoriyada ishlayotganda kislotali muhit qilish uchun, asosan H₂SO₄ dan, ishqoriy muhit xosil qilishda NaOH yoki dan foydalaniladi.
Kaliy permanganatning K₂SO₃ bilan qaytarilishga muhit ta’sirini ko’rib chiqamiz:
KMnO₄+K₂SO₃+H₂SO₄  MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
Keltirilgan malumotlardan quyidagi xulasalar kelib chiqadi:
A)Yarim reaksiyalar usulida oksidlanish – qaytarilish reaksiyasi tenglamalarini tuzishda oksidlovchi va qaytaruvchining oksidlanish darajasini hisoblash karak emas:
B)Eritmada sodir bo’layotgan oksidlanish – qaytarilish reaksiyasining qisqa ionli tenglamasini tuzish mumkin, bu tenglama asosida ionlarning qanday zarrachalarga o’tganligini, reaksiyaga amalga oshishda yordamchi moddalar tabiati ravshanlashadi;
C)Shunday tenglamalarda jarayon borish xarakteriga muhit sharoitining ta’siri yaqqol ko’rinadi;
Yarim reaksiya usuli faqat eritmada (u gamogen yoki geterogen bo’lishi mumkin) bo’ladigan jarayonlar bilan cheklanib qoladi, qattiq yoki gaz holatdagi moddalar o’zaro shunday reaksiyalarda qatnashganda elektron balans usulida foydalanish mumkin, bu usul universal usul hisoblanadi.
Yuqorida ko’rib o’tilgan tenglamalarni aks ettiruvchi reaksiyalar oxirgachao’ng tomonga boradigan xollardagina taluqli, lekin har qanday jarayon oxirgacha borishi yoki bormasligi ayni sistemaning o’zining xususiyatidir. Har qanday jarayonning yurutuvchi kuchi – izobar – izotermik potensiali (Gibbs energiyasi) kamayishi biz uchun ahamiyatlidir. Bu hususiyatning o’zgarishini aniqlash vositasini – sistemani tashkil etadigan jarayonlarning oksidlanish – qaytarilish potensiali qiymati bo’ladi.
“Anorganik kimyo nazariy asoslari” Toshkent-2000 yil. (348-357 sahifa)