logo

Оksidlanish-qaytarilish reaksiyalari.

Yuklangan vaqt:

08.08.2023

Ko'chirishlar soni:

0

Hajmi:

514.9580078125 KB
6-MAVZU	 	
О	ksidlanish	-qaytarilish reaksiyalari.	 	
Reja	: 	
1.	 Oksidlanish, qaytarilish, oksidlovchi, qaytaruvchi, oksidlanish	-qaytarilish 	
reaksiyalari, ularning analizda ishlatilishi.	 	
2.	 	Elementlarning oksidlanish darajalari, ularning o’zgarishi. 	 	
3.	 	Elektrod potensiali, uning if	odalanishi. NepHst tenglamasi. 	Normal oksred 	
potensial. 	 	
4.	 	Oksred reaksiyalarning muvozanat konstantalari, reaksiyalarning 
yo’nalishi, unga ta’sir etuvchi omillar. 	 	
5.	 	Asosiy oksidlovchi va qaytaruvchilar. 	 	
6.	 	Muhitning oksidlanish	-qaytarilishga ta’siri. 	 	
       	7. Galvanik element. Oksred potensialni hisoblash	 	
O’quv	 adabiyotlari	: O.Fayzullayev, ―Analitik kimyo‖, 	108	-120	 betlar.	 	
E.A.Ruziyev, 	―Analitik kimyo‖, 	50	-55	 betlar.	 	
Atomlar  yoki  ionlar  o’zaro  elektronlar  berishi  yoki  qabul  qilishi  bilan  boradigan 	
reaksiyalar	 oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalari  deyiladi.	 Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining 	
elektron nazariyasini 1913 yilda 	L.V.Pisarjevskiy kashf etdi. 	Masalan:	 	 	
 
Sn	2+ + 2Fe	3+ →Sn	4+ + 2Fe	2+ 	
Sn	2+ - 2e	- → Sn	4+ 	
2Fe	3+ 2e	- → 2Fe	2+ 	
 	
 
 
 
 
 
 	
 	
1-rasm. Gal’vanik elem	ent sxemasi	 	
SnCl	2 va 	G’yeS	l3 ning 0,1 M eritmalari olinib HC1 yordamida kislotali muhitga keltirilgan. 	
Ionlar  bir  idishdan  ikkinchisiga  diffuziyalana  olishi  uchun  KC1  to’latilgan  U  simon  nay  orqali 
tutashtirilgan  (1	-rasm).  Elektrodlar  Pt  dan  iborat.  Voltme	tr  strelkasining  burilishi  galvanik 	
elementrang  tashqi  zanjirida  elektr  toki  paydo  bo’lganini  ko’rsatadi.  Bunda  elektronlar  SnCb 
idishidan  FeCb  idishiga  o’tadi.  Agar  Sn	4+ va  Fe	2+ ularga  sifatiy  reaksiya  qilib  ko’rilsa  bunga 	
ishonch hosil qilish mumkin.	 	
Gal	vanik  elementlarning  elektrokimyoviy  sxemalariga  quyidagi  misollarni  keltirish 	
mumkin:	 	
( 	)   	 |  	  ||  	  |  	 ( 	) 	
( 	)   	 |  	  ||  	  |  	 ( 	) 	
Reaksiyada  elektron  bergan  atom  yoki  ion  oksidlanadi    va  uning  oksidlanish  darajasi 	
musbat qiymat tomon ortadi. Masalan	 marganes oksidlanganda uning 	oksidlanish dara	jasi +2dan 	
+7gacha  ortadi:	 Mn	2+O→Mn	3+2O3→Mn	4+O2 →K	2Mn	6+O4→KMn	7+O4.  Atom  yoki  ionlarning 	
elektron  qabul  qilishi  bilan  boradigan  prosess  qaytarilish  bo’lib,  bunda  elementning  oksidlanish 
darajasi pasayadi.  masalan,  marganesning qaytarilishi  jarayonida oksidlanish darajasi +7 dan +2 
gacha 	pasaydi:  KMn	7+O4→K	2Mn	6+O4→  Mn	4+O2→Mn	3+2O3→Mn	2+O.  Oksidlanish  (elektronlar 	
yo’qotish)  va  qaytarilish  (elektronlar  qabul)  prosesslari  bir	-biriga  bog’liq  bo’lib,  ularning  biri 	
ikkinchisisiz    sodir    bo’lmaydi,  chunki    moddani    oksidlash  uchun  uning  elektronlar	ini 	
oksidlovchi  qabul  qilishi  kerak,  bunda  oksidlovchi  qaytariladi.  Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalari natijasida elementlarning oksidlanish darajasi o’zgaradi. Elektron qabul qilib oluvchi 
modda oksidlovchi, elektron beruvchi modda esa qaytaruvchi hisob	lanadi.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalari	 kimyoviy analizning asosiy	 	
usullaridan  biri  bo’lib,  oksidlanish	-qaytarilish  jarayonlarining  nazariyasi  analitik  kimyo    uchun 	
katta ahamiyatga ega.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalari  1)Molekulalar	-aro,  2)ichki 	molekulyar  va 	
3disproporsiyalanish reaksiyalariga bo’linadi. 	 	
Analitik  kimyoda  qo’llaniluvchi  asosiy  oksidlovchilar  va  qaytaruvchilarga  quyidagilarni 	
kiritish mumkin: 	 	
Oksidlovchilar	: xlorli  va  bromli  suv,  H	2O2,  O	2,  Na	2O2,  KCIO	3,  Na	2S2O8,  Na	2S2O8, 	
(NH	4)2S2O8,  HNO	3,  MnO	2,  NaBiO	3,  Pb	3O4,  PbO	2,  Na	2CrO	4,  K	2Cr	2O7,  KMnO	4,  KJO	3,  KBrO	3, 	
F2,  Cl	2,  Br	2,  zar  suvi,  Ag	+,  Hg	2+,Fe	3+,  Cu	2+ va  boshqalar.  Ayni  oksidlovchining  oksidlovchilik 	
qobiliyati  elektron    biriktirib  olishi  bilan  xarakterlanadi.  Bunda  muayyan  energiya  aj	ralib 	
chiqadi.  Bu  oksidlovchining    elektronga    moyilligi    deb    yuritiladi,    u  elektron	-voltlarda  	
o’lchanadi.	 	
      	 	Qaytaruvchilar	: Reaksiyada  elektronlar  beradigan  atom,  ion  yoki  molekula  qaytaruvchi 	
hisoblanadi.  Muxim  qaytaruvchilarga  Na,  K,  Zn,  Fe,  Al,	 Ca,  Zn  va  xokazo  metallar,  H	2O2, 	
SnCl	2,  H	2S,  H	2SO	3,  Na	2S2O3,  Fe	2+,  Ti	3+,  Cr	3+,  HJ,  HCl,  MnSO	4 va  boshqalar  misol  bo’la  oladi. 	
Ayni qaytaruvchining qaytaruvchiligini  xarakterlash uchun  ionizasiya potensiali  xizmat qiladi, u 
elektronvoltlarda  o’lchanadi,  so	n    jihatidan    elektronni  tortib  olish  uchun  sarflangan  energiyaga 	
teng. 	 
Ayni  bir  modda  sharoitga  qarab  ham  oksidlovchi,  ham  qaytaruvchi  bo’lishi  mumkin. 	
Bunga  H	2O2,  HNO	2,  H	2SO	3,  S  kabilar  misol  bo’la  oladi.  Masalan,  nitrit  kislota,  vodorod 	
peroksid  va  shu	nga  o’xshash  ko’pchilik  moddalar  qaytaruvchi  ishtirokida  oksidlovchi, 	
oksidlovchi ishtirokida esa qaytaruvchi bo’ladi: 	 	
 	
I. a) 2HNO	2 + 2HJ 		 2H	2O + 2NO + J	2. 	
         	oksidlovchi	 	
    b) 5HNO	2+2KMnO	4+3H	2SO	4	5HNO	3+2MnSO	4+K	2SO	4+3H	2O.	 	
        	qaytaruvchi	 	
     	II. a)  H	2O2 + 2HJ 		 J2 + 2H	2O.	 	
          	oksidlovchi	 	
b) H	2O2+PbO	2+2CH	3COOH		O2+Pb(CH	3COO)	2+ 2H	2O.	 	
  qaytaruvchi	 	
Disproporsiya  reaksiyalarida  bir  element  atomining    o’zi    ham  oksidlanadi,  ham  	
qaytariladi, shuning  uchun  ham u o’z oksidlanish 	- o’z qaytari	lish deb yuritiladi.	 	
Quyida  oksidlanish 	- qaytarilish  reaksiyasining  tenglamasini tuzishni qarab chiqamiz:	 	
     	SnS + MnO	4- + H	+ 	 H2SnO	3 + HSO	4- + Mn	2+ + H	2O.	 	
      	 	Tenglamaga  koeffisiyentlar  tanlash  uchun  elektron  balansi  tenglamalari  yoki 	
yarimreaks	iyalar usulidan foydalanish mumkin.  	 	
 
Elektron balansi usuliga ko’ra:	 	
                  	Sn	2+ - 2e 		 Sn	4+ 	
                  	S2-  -  8e 		 S6+            	   10   1	 	
                 	Mn	7+ + 5e 		 Mn	2+       	5   2	 	
    	 	
Yarimreaksiyalar usuli bo’yicha:	 	
 
     	SnS 	- 10e + 7H	2O 		 H2SnO	3 + HSO	4- + 11H	+      	 10    1	 	
      	MnO	4- + 5e + 8H	+ 	 Mn	2+ + 4H	20                        5     2	 	
   SnS + 2MnO	4- + 5H	+ 	 H2SnO	3 + 2Mn	2+ + HSO	4- + H	2O.	 	
       	 	Ushbu tenglama molekulyar ko’rinishda quyidagicha yoziladi:	 	
SnS+2KMnO	4+5	HNO	3	H2SnO	3+2Mn(NO	3)2+KHSO	4+KNO	3 + H	2O.	 	
Umumiy  holda tenglamaning o’ng tomonini  tuzishda quyidagi  qoidalarga amal qilish 	
lozim:	 	
1)	 Kislotali  muhitda  vodorod  ionlari  kislorod bilan 	 	
suv  hosil qiladi;	 	
2) 	bir, ikki va uch zaryadli cho’kishga moyil metall  i	onlari  neytral  va  kislotali muhitda 	
kislota qoldiqlari bilan erimaydigan tuzlar hosil qiladi;	 	
  3) suvda erimaydigan gidroksidlar  hosil qiluvchi  barcha  metall  ionlari   ishqoriy   muhitda  	
gidroksidlar  hosil  qiladi  (Fe(OH)	2, Fe(OH)	3, AI(OH)	3 va boshqal	ar).	 	
4)  Amfoterlik        xossalarini        namoyon          qiluvchi      2,  3,  4  zaryadli    metall  ionlari 	
gidroksidlari  kuchli  ishqoriy  muhitda  murakkab    kislorodli  ionlar  hosil  qiladi  (ZnO	22-,  AIO	2-, 	
AIO	33-, SnO	32-, PbO	22- va boshqalar). 	 	
5)  Musbat    zaryadlangan    meta	llmaslar  va  yuqori  valentli  metall  ionlari  kislorod  bilan 	
neytral  oksidlar  (NO,  CO,  CO	2,  SO	2,  SiO	2,  SnO	2,  TiO	2,  MnO	2),    murakkab      kislorodli    ionlar  	
(NO	3-, SO	42-, PO	43-, CrO	42-, MnO	4-, HSO	4-, HPO	42-, H	2PO	4-) hamda  kuchsiz  kislotalar  (H	2SiO	3, 	
H2SnO	3, H	3BO	3, H	3AIO	3, HSbO	3...) hosil qiladi.	 	
6) Uchdan  ortiq  zaryadli  erkin  yoki gidratlangan kationlar  suvdagi eritmalarda, odatda 	
mavjud  emas.  Yuqori  zaryadli    ionlar    turli  xil  oksidlanish 	- qaytarilish  reaksiyalari  davomida 	
suv bilan reaksiyaga  kirishib	, darhol murakkab kislorodli ionlar hosil qiladi, masalan:	 	
                   	V5+ + 3H	2O 		 VO	3- + 6H	+; Cr	6+ + 4H	2O 		 CrO	42- + 8H	+. 	
Oksidlanish 	- qaytarilish  reaksiyalari analitik kimyoda quyidagi maqsadlarda ishlatiladi: 	 	
1.  Analizga  salbiy  ta’sir    etuvch	i  ionlarni  yuqori  yoki  pastki  oqsidlanish  darajsiga  	
o’tkazish	:  	
a) Fe	+2 = Fe	+3 bunda temir (II) ionlari xalal beradi.	 	
b) As	v = As	+3;  	
2. Oksidlovchilar va qaytaruvchilar bilan xarakterli reaksiyalar beruvchi  ionlarni  topish 	
uchun.	 III  gruppa  kationlaridan	 ibort  aralashma  analiz  qilinayotganda  oksidlanish	-qaytarilish 	
reaksiyalari Mn	2+, Cr	3+, Fye	2+ kationlarini aniqlash va ajratishda muvoffakiyat bilan qo’llanilishi 	
mumkin.	 	
Masalan, Mn	2+ va Fye	2+ larni  Zn	2+ va  Al	3+ lardan  ajratish uchun kationlar aralashmasi	dan  iborat 	
eritmaga N	2O2 va NaON qo’shib kationlar oksidlanadi:	 	
        	2 FeCl	2 + 4 NaON + N	2O2 =  2Fe(ON)	3 + 4NaCl	 	
 MnCl	2 + 2 NaON + N	2O2 =  MnO(ON)	2 + 2 NaCl + N	2O 	
       	Fe	2+ va  Mn	2+ oksidlanishidan  hosil  bo’lgan  Fe(III)  va  Mn(IV	)  gidroksidlari  holida 	
cho’kmaga  tushadi.  Cho’kmani  sentrifuga  yordamida  eritmadan  ajratish  mumkin.  Al	3+ va  Zn	2+ 	 	
kationlari esa alyuminat AlO 	–2  va sinkat ZnO	-2 anionlariga aylanib eritmada qoladi. 	 	
       	Ayrim oksidlanish 	– qaytarilish reaksiyalaridan 	ba	’zi bir ionlarning eritmada mavjudligini 	
bilib olish uchun foydalaniladi. Masalan, Mn	2+ kationini aniqlash prosessi uni nitrat 	kislotali 	
muhitda ko’rgoshin (IV) 	– oksid bilan Mn	+4 ioniga qadar oksidlashga asoslangan:	 	
2Mn(NO	3)2 + 5PbO	2 + 6HNO	3  = 2HMnO	4 + 5Pb(NO	3)2 + 2H	2O 	
Uchinchi  gruppa  kationlaridan  past  oksidlanish  darajadagi  holatlarida  Mn	2+,  Cr	3+ va  Fe	2+ 	 	
ionlari  o’zidan  elektron  berib,  boshqa  moddalarni  qaytara  oladi.	 O’sha  elementlar  yuqori 	
oksidlanish  darajasida  bo’lganida  (yahni  MnO	-4,  CrO	2-4 va  C	r2O2-7 holatida  )  oksidlovchilardir, 	
bo’lar elektronlarni  biriktirib oladi  va  boshka  birikma  yoki elementlarni oksidlaydi.Elementlarni 
topishda kuplab oksidlanish qaytarilish reaksiyalaridan foydalaniladi. Masalan: 	 	
        	a) 2Mn(NO	3)2+5PbO	2+6HNO	3	2HMnO	4 +5Pb(NO	3)2 + 2H	2O.	 	
        	b) 2MnO	4-+10KJ+8H	2SO	4 	 2Mn	2++5J	2+5K	2SO	4+8H	2O+3SO	42-. 	
        	v) 2KMnO	4 + 2KJ + 2Ba(OH)	2 	 2BaMnO	4 + J	2 + 4KOH.	 	
        	g) 2CrO	2- + 3PbO	2 + 8OH	- 	 2CrO	42- + 3PbO	22- + 4H	2O.	 	
      	  d) CrO	2- + MnO	4- 	 CrO	42- + MnO	2. 	
      	  j) 10C	r3+ + 6MnO	4- + 11H	2O 		 5Cr	2O72- + 6Mn	2+ + 22H	+.          	z) 2Cr(OH)	3 + 3H	2O2 + 4NaOH 		 2Na	2CrO	4 + 8H	2O.	 	
        	i) 2Cr(NO	3)3+3NaBiO	3+4HNO	3	Na	2Cr	2O7+NaNO	3+3Bi(NO	3)3+2H	2O.	 	
        	k) Sb	2S3 + 28NO	3- + 22H	+ 	 2HSbO	3 + 3SO	42- +28NO	2 + 10H	2O.	 	
        	l) SnS	2 + 16	HNO	3 	 H2SnO	3 + 2H	2SO	4 + 16NO	2 + 5H	2O.	 	
3. Kam eruvchan birikmalar hosil qiluvchi ionlarni ajratish uchun:     	 	
 Mn	2+ + H	2O2 + 2OH	- 	 MnO	2 + 2H	2O.	 	
              	SnS + 5H	2O2 + 4OH	- 	 SnO	32- + SO	42- + 7H	2O .       As	2S3+14H	2O2+12NH	4OH 		 	
2(NH	4)3AsO	4+3(NH	4)2SO	4+20H	2O.	 	
             	2Cr(OH)	3 + 3H	2O2 	 2H	2CrO	4 + 4H	2O.	 	
4. Miqdoriy aniqlashlar uchun.	  	
Miqdoriy	  analizda organik va noorganik  brikmalarni aniqlash	da	 	
 	10 FeSO	4+2KMnO	4+8H	2SO	4= 5Fe	2(SO	4)3+2MnSO	4+K	2SO	4+8H	2O 	
 	
Mn	+7+5e 	—	>Mn	+2       	5   1                      	          	 	
                                   	              	    	Fe	+2 	- 1e 	—	>   Fe	+3     1  5       	 	
Oksidlanish	-qaytarilish jarayonlari davomida elektronlar  almashishi  kuzatilar  ekan, 	
bunday elektron almashishi natijasida tegishli potensiallar yuzaga ke	ladi. Buning mohiyatiga 	
tushunib yetish uchun  quyidagi misolni qarab chiqamiz.	 	
       	 	Turli xil ionlarning oksidlanish	-qaytarilish  qobiliyatini  solishtirish  uchun sinaluvchi juft 	
(masalan, Zn	2+/Zn) va normal vodorod elektrodidan (2H	+/H	2) iborat galvan	ik zanjir tuzamiz.	 	
       	 	Normal    vodorod  elektrodi	 platina  plastinkasidan  iborat  bo’lib,  bu  plastinka  yupqa 	
platina qavati bilan elektrolitik  qoplangan bo’ladi, bu eritmada    a	N+ 	= 1.	 	
       	 	Elektrod  yuzasiga  tozalangan  vodorod  1  atm.  bosim  bilan  uzlu	ksiz  HCl  yoki  H	2SO	4 	
eritmasi orqali o’tkazilib turiladi, bunda quyidagi qaytar reaksiya sodir bo’ladi: H	2 	 2H	++ 2e.	 	
       	 	Elektrodlarning  potensialiari 	amalda 	vodorod  elektrodiga 	nisbatan  topiladi.	 Masa	lan, 	
Fe	3+/Fe	2+ potensialmi  aniqlash  uchun  vodorod 	bilan 	elektroddan  iborat  zanjir  tuziladi 	va 	shu 	
gal	vanik elementning E.Yu.K.	 aniqlanadi (2	-rasm)	 	
 	
 	
 
Be	rilgan  jufning  standart 	Red/oks 	potensiali 	qancha 	katta 	bo’	lsa, 	uning  oksidlangan 	
formasi  shuncha 	kuchli 	oksidlovchi  va  shu  bi	lan  bir	ga  qaytarilgan  formas	i shuncha 	kuchsiz 	
qaytaruvchi 	bo’ladi.	 	
Normal  vodorod  elektrodining  potensial  qiymati  shartli  ravishda  nolga  teng  deb  olinadi. 	
Normal  vodorod  elektrodi  bilan  juftlikda  ionlar  aktivligi    1  ga  teng  bo’lganda  va  25	oS 	
temperaturada o	’lchangan potensiallar  normal potensiallar deb ataladi. Turli   ionlarning   normal  	
potensiallari  tegishli  jadvallarda  berilgan.  Yuqoridagi  misollarda  biz  oksidlanish 	– qaytarilish 	
reaksiyalarining sharoitga bog’liqligini ko’rib chiqqan edik.	 	
      	 	Oksidla	nish	qaytarilish  potensiallari  temperatura,  eritmadagi  oksidlovchi  va 	
qaytaruvchining konsentrasiyalari, pH  va  boshqalarga bog’liq. 	Bu  bog’liqlik NepHst tenglamasi 	
bilan ifodalanadi: 	 	
 
 	   	  
  	 
  	
 
      	
  	
 
      	
  
 	
bu yerda : 	  - galvanik elementning oksidlovchi potensiali	, voltlar     hisobida	;  
o – standart 	
oksidlovchi potensiali	; R 	– universal gaz doimiysi, 8,313 Joulga teng	; T 	– absolyut temperatura, 	oK; n 	– oksidlanish 	–qaytarilish  prosesslarida  ishtirok  yetadigan  elektronlar  soni	; F 	– Faradey  soni,  96500  k	ulon	; [oksidl.] 	–ayni  elementning  oksidlangan  formasi  konsentrasiyasi	;  [qaytar.] 	– 	
ayni elementning qaytarilgan formasi konsentrasiyasi.	 	
        	NepHst tenglamasidagi o’zgarmas kattaliklarni jamlab, natural logarifmlarga unli 	
logarifmlarga o’tilsa, tempera	tura 25	oS bo’lganda quyidagi tenglama kelib chikadi:	 	
 
 	   	 
 
   
 	
  	
 
      	
  	
 
      	
  
 	
Vodorod ionlari korsentrasiyasining o’zgarishi oksidlanish	-qaytarilish potensiali qiymatiga 	
kuchli ta’sir ko’rsatadi. 	 	
 	 	   	
     
 	  	
    	   	 	
     	 	 	
Turli  oksidlovchi  va  qaytaruvchilarning  nisbiy  kuchlarini  bila  turib,  ular  orasi	dagi 	
reaksiyalaning yo’nalishini oldindan bilish 	mumkin.	 	
Masalan: 2Fe	3+ + Sn	2+ ↔ Sn	4+ + 2Fe	2+  	
   	     	  	 	 	    	      	     	  	 	 	    	   	
   	     	  	 	 	    	     	  	 	 	
bo’lgani  uchun  galvanik  element  tuzsak,  uning  manfiy  qutbi  vazifasini  Sn	4+/Sn	2+ jufti,  musbat 	
qutbi vazifasini esa Fe	3+/Fe	2+ jufti bajaradi. Demak galvanik e	lementda:	 	
Sn	2+ 	- 2e	- → Sn	4+ 	
2Fe	3++2e	- → 2Fe	2+ 	
jarayonlari boradi va reaksiya Sn	2+ ni Sn	4+ gacha oksidlash tomoniga yo’nalgan bo’ladi.	 	
Har qanday oksidlanish	-qaytarilish jarayonida shu jarayon uchun olingan oksidlovchi va 	
qaytaruvchidan yangi oksidlovchi va	 qaytaruvchi hosil bo’ladi.	 	
oks	1+qayt	2  	→ qayt	1+oks	2 	
Bunda  hosil  qilingan  oksidlanuvchi  va  qaytaruvchi  reaksiyadan  oldingi  osidlovchi  va 	
qaytaruvchiga nisbatan kuchsizrok bo’ladi.	 	
Har  qanday  oksidlanuvchi  standart  oksidlanish  potensiali  kichik  bo’lgan  faqa	t  o’zidan 	
yuqorida  turuvchi  moddalarni  oksidlashi  mumkin  va  aksincha  har  qanday  qaytaruvchi  esa 
standart  oksidlanish  potensiali  katta  bo’lgan  va  faqat  o’zidan  pastda  turuvchi  moddalarni 
qaytarish mumkin.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish reaksivasining yo’nalishi qu	yidagi tenglama yordamida aniqlanishi 	
mumkin. 	     	 	      	 	   	
Buni quyidagi misollardan ko’rish mumkin:	 	
Kislotali muhit: MnO	2 - 3e + 2H	2O 		 MnO	4- + 4H	+;  E = 1,67 v.	 	
 Ishqoriy muhit:  MnO	2 - 3e + 3OH	- 	 MnO	4- + 2H	2O; E = 0,57 v.	 	
        	[H	+]  ni  o’zgartirish 	asosida  E  ni  oshirish  yoki    kamaytirish    mumkin,  bu  berilgan 	
ionlarlarning redoks reaksiyalarini istagan tomonga qarab o’zgartirish imkonini beradi.	 	
pH < 1 bo’lganda H	2O2   I2 ni oksidlaydi:	 	
I2 + 5H	2O2  	 2HIO	3  + 4H	2O.	 	
pH = 2 bo’lganda esa aksincha HIO	3  H2O2 ni oksidlaydi:              	 	
                              	          	 2HIO	3  + 5H	2O2  	  I2  + 5O	2  + 6H	2O.	 	
Yuqorida  aytilganiday  vodorod  ionlari  kislorodli  birikmalarni  (MnO	4-,  MnO	42- va 	
boshqalar)  parchalab,  reaksiyani  suv  molekulalari  hosil  bo’lish	i  tomoniga  siljitadi.  Bu  esa  	
oksidlovchilarning  oksidlash  qobiliyatini kuchaytiradi.	 	
NepHst  tenglamasidan  ko’rinadiki,  oksidlanish	-qaytarilish  potensiali    haroratga 	
mutanosib bog’langan bo’lib, uning oshishi potensialning ko’tarilishiga olib keladi.	 	
Bos	hqa  reaksiyalardagi  singari  oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalariga  ham  katalizatorlar 	
katta ta’sir  ko’rsatadi.  Katalizator  oksidlovchi    yoki  qaytaruvchi  bilan  oraliq  modda  hosil  qilib, 
bu oraliq moddaning oksidlovchilik yoki qaytaruvchilik  qobiliyati  an	cha  yuqori bo’ladi. Ayrim  	
hollarda  katalizator  reaksiya davomida hosil bo’ladi. Masalan, oksalat ionini permanganat bilan 
oksidlashda  hosil    bo’ladigan    marganes    (II)  ioni  ana  shunday  katalizatorga  misol  bo’ladi.  Bu  jarayon avtokatalitik jarayon hisob	lanadi.	  5H	2SO	3 + 2HIO	3 	 5H	2SO	4 + I	2 + H	2O reaksiya ham 	
avtokatalitik reaksiyaga misol bo’la oladi. Bu reaksiya  bir  necha  bosqichdan iborat bo’ladi: 	 	
3H	2SO	3  + HIO	3 	 3H	2SO	4 + HI (sust o’tadi);	 	
5HI + HIO	3 	 3I2 + 3H	2O (tez).	 	
Hosil bo’lgan yod sulfit ki	slotani sulfat kislotagacha oksidlaydi: 	 	
H2SO	3 + I	2 + H	2O 		 H2SO	4 + 2HI.	 	
Bu reaksiyada hosil bo’lgan HI yana yodat kislota bilan ta’sirlashadi va h.k.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining  yo’nalishi    oksidlanish	-qaytarilish  potensiallari 	
asosida aniqla	nadi. Buni quyidagi misolda ko’rib chiqamiz:	 	
2Fe	2+ + Sn	4+ 	  2Fe	3+ + Sn	2+. 	
Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining  muvozanat  konstantalari. 	Oksidlanish	-	
qaytarilish reaksiyalari qaytar reaksiyalar bo’lib, muvozanat Ye	Ox= Ye	Red	 bo’lganda o’pHatiladi. 	
Bu  hol	da  ushbu  muvozanatga  massalar  ta’siri  qonunini  qo’llab,  muvozanat    konstantasi 	
baholanishi mumkin. 	 	
MnO	4- + 5Fe	2+  +  8H	+ 	  Mn	2+ + 5Fe	3+ + 4H	2O;	 	
 KMnO4	-/Fe2+	=[Mn	2+][Fe	3+]5/{[MnO	4-][H	+]8*[Fe	2+]5}  hosil  bo’ladi,  bu  yerda  K	MnO4	-/Fe2+	 	- 	
reaksiyaning muvozanat	 konstantasi.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish	 reaksiyalarining  potensiallari  ularda  qatnashuvchi    Ox/Red  juftlarning 	
normal  potensiallari	ga 	bog’liq	.   	
Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining  yo’nalishini  aniqlashda  normal  oksidlanish	-	
qaytarilish  potensiallaridan	 foydalanish  samarali,  chunki  oksidlovchi  va  qaytaruvchi 	
normal oksidlanish	-qaytarilish potensiallarining farqi musbat bo’lsa va bu  qiymat  qancha  	
noldan    katta  bo’lsa,  reaksiya  shuncha  o’ngga  yo’nalgan  bo’ladi.  Agar  shu  farq  noldan 
kichik bo’lsa, reaksi	ya sodir bo’lmaydi yoki chapga yo’nalgan bo’ladi.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining  amalga  oshishi  darajasini  aniqlash  uchun 	
kimyoviy  muvozanat  qonunlaridan  foydalaniladi.  Reaksiyada  ishtirok  etuvchi  juftlarning 
standart  oksidlovchi  potensialidan  fo	ydalanib  reaksiyaning  muvozanat  konstantasini  hisoblash 	
mumkin:	 	
   	 	
(    	   ) 	
     	         	 	  	
(       ) 	
     	 	
K-muvozanat  konstantasi, 	    	    - elektrodlarning  normal  oksidlovchi  potensiallari, 	
qaytaruvchi  yoki  oksidlovchining  konsentratsiyasini  o’zgartirish  yo’li  bilan  kerakli  juftning 
norma	l  oksidlanish  potensiali  oshiriladi  unga  bog’liq  holda  oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyaning 	
muvozanat konstantasi ham o’zgaradi.	 	
Oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining  turli  omillarga  bog’liqligi	. Oksidlanish	-qaytarilish 	
reaksiyalari  o’lchash  mumkin  bo’l	gan  tezlikda  o’tadi,  bu  reaksiyani  o’tkazish  sharoitlariga 	
bog’liq.  Reaksiya  tezligiga  ta’sir  etuvchi  muhim  omillar  quyidagilardan  iborat:  reaksiyaga 
kirishuvchi  moddalar  va  eritmadagi  vodorod  ioni  konsentrasiyasi;  temperaturaning  o’zgarishi; 
reaksiyaga  ki	rishuvchi  moddalarning  tabiati,  muhitning  xarakteri,  katalizatorlar,  kompleks  hosil 	
bo’lish reaksiyalari, turtki (tutash) reaksiyalar.	 	
Reaksiyaga  kirishuvchi  moddalar  va  vodorod  ioni  ta’siri.	 Massalar  ta’siri  qonuni 	
bo’yicha  o’zgarmas  haroratda  kimyoviy  re	aksiyaning  tezligi  konsentrasiyalar  ko’paytmasiga 	
proporsionaldir. 	 	
Buni Ox	1+Red	2	Red	1+Ox	2 muvozanat uchun v	1=k	1[Ox	1][Red	2], agar [Ox	1]=[Red	2] 	
bo’lsa, k	1=1 bo’ladi, shuning uchun ham [Ox	1] va [Red	2] qiymatlar qancha katta bo’lsa, reaksiya 	
tezligi shuncha k	atta bo’ladi.	 	
Ko’pchilik  oksidlanish	-qaytarilish  reaksiyalarining  tezligi  vodorod  va  gidroksid  ionlari 	
konsentrasiyasiga bog’liq. Masalan: 	 	
pH<7 bo’lganda ClO	3- + 3H	2SO	3 	Cl	- + 3HSO	4-+ 3H	+  	
pH>7 bo’lganda ClO	3- + 3SO	32- 	 Cl	- + 3SO	42-  tarzda sodir bo’ladi	.  Haroratning  ta’siri. 	NepHst  tenglamasiga  binoan  haroratning  oshishi  elektrod 	
potensialining oshishiga olib keladi.	 	
Katalizator  ta’siri.	 Katalizatorlar  ta’siridan  reaksiyalarning  tezligi  yuzlab  marta  ortishi 	
mumkin.  Ko’pchilik  reaksiyalarga  hatto  erigan  k	islorod  ham  katalizatorlik  qiladi.  Katalizning 	
shunday  turi  ham  borki,  bunda  katalizator  reaksiya  davomida  hosil  bo’ladi,  buni 	avtokataliz	 	
deydilar.  Masalan,  S	2O42- ni  KMnO	4 bilan    titrlash  reaksiyasi  juda  sust  o’tadi,  eritmada  hosil 	
bo’lgan Mn	2+ ionlar r	eaksiyani  juda tezlashtiradi,  S	2O42- ning oksidlanishi oraliq  moddalar  hosil 	
bo’lishi  bilan o’tadi, bu Mn	2+ ga bog’liq. Shuning uchun ayrim  hollarda titrlashdan oldin MnO	4- 	
bilan eritmaga Mn	2+ 	qo’shiladi.	 	
 
 	
6. Mavzuni 	 mustahkamlash uchun savollar:	 	
1.Oksi	dlanish, qaytarilish jarayonlari qanday jarayonlar hisoblanadi? 	 	
2.Oksidlovchi va qaytaruvchilar, analizda keng qo’llaniladigan  oksidlovchi va 
qaytaruvchilarga misollar keltiring. 	 	
3.Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalari, ularning analizda ishla	-tilishi. 	 	
4.Elementlarning oksidlanish darajalarining o’zgarishi va  elektrod potensialining 
yuzaga kelishi. 	 	
5.	NepHst tenglamasi. Normal oksred potensial. Oksred reaksiyalarning muvozanat 	
konstantalari qanday ifodalanadi? 	 	
6.Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalarning 	yo’nalishi qanday aniqlanadi?  	 	
7.Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalarining yo’nalishiga qanday omillar ta’sir etadi? 	 	
8.Muhitning oksidlanish	-qaytarilishga potensialiga ta’siri qanday ifodalanadi? 	 	
9. Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalarining mohiyati.	 	
10. 	Tahliliy kimyoda ishlatiladigan asosiy oksidlovchi va qaytaruvchilarni yozing.	 	
11. Oksidlanish	-qaytarilish zanjirini tuzilishiga misol keltiring va tuzing. 4.. Oksidlovchi 	
potensiali nima va uning har xil bo’lishiga sabab nima?	 	
12. NepHest tenglamasijti yo	zing.	 	
13. Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalarining yo’nalishi aniqlash mumkinmi? Qanday qilib?	 	
14. Oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalarining yo’nalishini aniqlashga misollar keltiring.	 	
15. Oksidlovchi qanday moddani oksidiashi mumkin?	 	
16. Tahlilda qo’llanil	adigan oksidlanish	-qaytarilish reaksiyalarga misollar keltiring.	 	
17. Ni	-anod va  Ni	-katod bo’igan ikkita galvanik elementdan iborat tizimining elektrokimyoviy 	
sxemasini tuzing.

6-MAVZU О ksidlanish -qaytarilish reaksiyalari. Reja : 1. Oksidlanish, qaytarilish, oksidlovchi, qaytaruvchi, oksidlanish -qaytarilish reaksiyalari, ularning analizda ishlatilishi. 2. Elementlarning oksidlanish darajalari, ularning o’zgarishi. 3. Elektrod potensiali, uning if odalanishi. NepHst tenglamasi. Normal oksred potensial. 4. Oksred reaksiyalarning muvozanat konstantalari, reaksiyalarning yo’nalishi, unga ta’sir etuvchi omillar. 5. Asosiy oksidlovchi va qaytaruvchilar. 6. Muhitning oksidlanish -qaytarilishga ta’siri. 7. Galvanik element. Oksred potensialni hisoblash O’quv adabiyotlari : O.Fayzullayev, ―Analitik kimyo‖, 108 -120 betlar. E.A.Ruziyev, ―Analitik kimyo‖, 50 -55 betlar. Atomlar yoki ionlar o’zaro elektronlar berishi yoki qabul qilishi bilan boradigan reaksiyalar oksidlanish -qaytarilish reaksiyalari deyiladi. Oksidlanish -qaytarilish reaksiyalarining elektron nazariyasini 1913 yilda L.V.Pisarjevskiy kashf etdi. Masalan: Sn 2+ + 2Fe 3+ →Sn 4+ + 2Fe 2+ Sn 2+ - 2e - → Sn 4+ 2Fe 3+ 2e - → 2Fe 2+ 1-rasm. Gal’vanik elem ent sxemasi SnCl 2 va G’yeS l3 ning 0,1 M eritmalari olinib HC1 yordamida kislotali muhitga keltirilgan. Ionlar bir idishdan ikkinchisiga diffuziyalana olishi uchun KC1 to’latilgan U simon nay orqali tutashtirilgan (1 -rasm). Elektrodlar Pt dan iborat. Voltme tr strelkasining burilishi galvanik elementrang tashqi zanjirida elektr toki paydo bo’lganini ko’rsatadi. Bunda elektronlar SnCb idishidan FeCb idishiga o’tadi. Agar Sn 4+ va Fe 2+ ularga sifatiy reaksiya qilib ko’rilsa bunga ishonch hosil qilish mumkin. Gal vanik elementlarning elektrokimyoviy sxemalariga quyidagi misollarni keltirish mumkin: ( ) | || | ( ) ( ) | || | ( ) Reaksiyada elektron bergan atom yoki ion oksidlanadi va uning oksidlanish darajasi musbat qiymat tomon ortadi. Masalan marganes oksidlanganda uning oksidlanish dara jasi +2dan +7gacha ortadi: Mn 2+O→Mn 3+2O3→Mn 4+O2 →K 2Mn 6+O4→KMn 7+O4. Atom yoki ionlarning elektron qabul qilishi bilan boradigan prosess qaytarilish bo’lib, bunda elementning oksidlanish darajasi pasayadi. masalan, marganesning qaytarilishi jarayonida oksidlanish darajasi +7 dan +2 gacha pasaydi: KMn 7+O4→K 2Mn 6+O4→ Mn 4+O2→Mn 3+2O3→Mn 2+O. Oksidlanish (elektronlar yo’qotish) va qaytarilish (elektronlar qabul) prosesslari bir -biriga bog’liq bo’lib, ularning biri ikkinchisisiz sodir bo’lmaydi, chunki moddani oksidlash uchun uning elektronlar ini oksidlovchi qabul qilishi kerak, bunda oksidlovchi qaytariladi. Oksidlanish -qaytarilish

reaksiyalari natijasida elementlarning oksidlanish darajasi o’zgaradi. Elektron qabul qilib oluvchi modda oksidlovchi, elektron beruvchi modda esa qaytaruvchi hisob lanadi. Oksidlanish -qaytarilish reaksiyalari kimyoviy analizning asosiy usullaridan biri bo’lib, oksidlanish -qaytarilish jarayonlarining nazariyasi analitik kimyo uchun katta ahamiyatga ega. Oksidlanish -qaytarilish reaksiyalari 1)Molekulalar -aro, 2)ichki molekulyar va 3disproporsiyalanish reaksiyalariga bo’linadi. Analitik kimyoda qo’llaniluvchi asosiy oksidlovchilar va qaytaruvchilarga quyidagilarni kiritish mumkin: Oksidlovchilar : xlorli va bromli suv, H 2O2, O 2, Na 2O2, KCIO 3, Na 2S2O8, Na 2S2O8, (NH 4)2S2O8, HNO 3, MnO 2, NaBiO 3, Pb 3O4, PbO 2, Na 2CrO 4, K 2Cr 2O7, KMnO 4, KJO 3, KBrO 3, F2, Cl 2, Br 2, zar suvi, Ag +, Hg 2+,Fe 3+, Cu 2+ va boshqalar. Ayni oksidlovchining oksidlovchilik qobiliyati elektron biriktirib olishi bilan xarakterlanadi. Bunda muayyan energiya aj ralib chiqadi. Bu oksidlovchining elektronga moyilligi deb yuritiladi, u elektron -voltlarda o’lchanadi. Qaytaruvchilar : Reaksiyada elektronlar beradigan atom, ion yoki molekula qaytaruvchi hisoblanadi. Muxim qaytaruvchilarga Na, K, Zn, Fe, Al, Ca, Zn va xokazo metallar, H 2O2, SnCl 2, H 2S, H 2SO 3, Na 2S2O3, Fe 2+, Ti 3+, Cr 3+, HJ, HCl, MnSO 4 va boshqalar misol bo’la oladi. Ayni qaytaruvchining qaytaruvchiligini xarakterlash uchun ionizasiya potensiali xizmat qiladi, u elektronvoltlarda o’lchanadi, so n jihatidan elektronni tortib olish uchun sarflangan energiyaga teng. Ayni bir modda sharoitga qarab ham oksidlovchi, ham qaytaruvchi bo’lishi mumkin. Bunga H 2O2, HNO 2, H 2SO 3, S kabilar misol bo’la oladi. Masalan, nitrit kislota, vodorod peroksid va shu nga o’xshash ko’pchilik moddalar qaytaruvchi ishtirokida oksidlovchi, oksidlovchi ishtirokida esa qaytaruvchi bo’ladi: I. a) 2HNO 2 + 2HJ  2H 2O + 2NO + J 2. oksidlovchi b) 5HNO 2+2KMnO 4+3H 2SO 4 5HNO 3+2MnSO 4+K 2SO 4+3H 2O. qaytaruvchi II. a) H 2O2 + 2HJ  J2 + 2H 2O. oksidlovchi b) H 2O2+PbO 2+2CH 3COOH  O2+Pb(CH 3COO) 2+ 2H 2O. qaytaruvchi Disproporsiya reaksiyalarida bir element atomining o’zi ham oksidlanadi, ham qaytariladi, shuning uchun ham u o’z oksidlanish - o’z qaytari lish deb yuritiladi. Quyida oksidlanish - qaytarilish reaksiyasining tenglamasini tuzishni qarab chiqamiz: SnS + MnO 4- + H +  H2SnO 3 + HSO 4- + Mn 2+ + H 2O. Tenglamaga koeffisiyentlar tanlash uchun elektron balansi tenglamalari yoki yarimreaks iyalar usulidan foydalanish mumkin. Elektron balansi usuliga ko’ra: Sn 2+ - 2e  Sn 4+ S2- - 8e  S6+ 10 1 Mn 7+ + 5e  Mn 2+ 5 2 Yarimreaksiyalar usuli bo’yicha: SnS - 10e + 7H 2O  H2SnO 3 + HSO 4- + 11H + 10 1 MnO 4- + 5e + 8H +  Mn 2+ + 4H 20 5 2 SnS + 2MnO 4- + 5H +  H2SnO 3 + 2Mn 2+ + HSO 4- + H 2O.

Ushbu tenglama molekulyar ko’rinishda quyidagicha yoziladi: SnS+2KMnO 4+5 HNO 3 H2SnO 3+2Mn(NO 3)2+KHSO 4+KNO 3 + H 2O. Umumiy holda tenglamaning o’ng tomonini tuzishda quyidagi qoidalarga amal qilish lozim: 1) Kislotali muhitda vodorod ionlari kislorod bilan suv hosil qiladi; 2) bir, ikki va uch zaryadli cho’kishga moyil metall i onlari neytral va kislotali muhitda kislota qoldiqlari bilan erimaydigan tuzlar hosil qiladi; 3) suvda erimaydigan gidroksidlar hosil qiluvchi barcha metall ionlari ishqoriy muhitda gidroksidlar hosil qiladi (Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, AI(OH) 3 va boshqal ar). 4) Amfoterlik xossalarini namoyon qiluvchi 2, 3, 4 zaryadli metall ionlari gidroksidlari kuchli ishqoriy muhitda murakkab kislorodli ionlar hosil qiladi (ZnO 22-, AIO 2-, AIO 33-, SnO 32-, PbO 22- va boshqalar). 5) Musbat zaryadlangan meta llmaslar va yuqori valentli metall ionlari kislorod bilan neytral oksidlar (NO, CO, CO 2, SO 2, SiO 2, SnO 2, TiO 2, MnO 2), murakkab kislorodli ionlar (NO 3-, SO 42-, PO 43-, CrO 42-, MnO 4-, HSO 4-, HPO 42-, H 2PO 4-) hamda kuchsiz kislotalar (H 2SiO 3, H2SnO 3, H 3BO 3, H 3AIO 3, HSbO 3...) hosil qiladi. 6) Uchdan ortiq zaryadli erkin yoki gidratlangan kationlar suvdagi eritmalarda, odatda mavjud emas. Yuqori zaryadli ionlar turli xil oksidlanish - qaytarilish reaksiyalari davomida suv bilan reaksiyaga kirishib , darhol murakkab kislorodli ionlar hosil qiladi, masalan: V5+ + 3H 2O  VO 3- + 6H +; Cr 6+ + 4H 2O  CrO 42- + 8H +. Oksidlanish - qaytarilish reaksiyalari analitik kimyoda quyidagi maqsadlarda ishlatiladi: 1. Analizga salbiy ta’sir etuvch i ionlarni yuqori yoki pastki oqsidlanish darajsiga o’tkazish : a) Fe +2 = Fe +3 bunda temir (II) ionlari xalal beradi. b) As v = As +3; 2. Oksidlovchilar va qaytaruvchilar bilan xarakterli reaksiyalar beruvchi ionlarni topish uchun. III gruppa kationlaridan ibort aralashma analiz qilinayotganda oksidlanish -qaytarilish reaksiyalari Mn 2+, Cr 3+, Fye 2+ kationlarini aniqlash va ajratishda muvoffakiyat bilan qo’llanilishi mumkin. Masalan, Mn 2+ va Fye 2+ larni Zn 2+ va Al 3+ lardan ajratish uchun kationlar aralashmasi dan iborat eritmaga N 2O2 va NaON qo’shib kationlar oksidlanadi: 2 FeCl 2 + 4 NaON + N 2O2 = 2Fe(ON) 3 + 4NaCl MnCl 2 + 2 NaON + N 2O2 = MnO(ON) 2 + 2 NaCl + N 2O Fe 2+ va Mn 2+ oksidlanishidan hosil bo’lgan Fe(III) va Mn(IV ) gidroksidlari holida cho’kmaga tushadi. Cho’kmani sentrifuga yordamida eritmadan ajratish mumkin. Al 3+ va Zn 2+ kationlari esa alyuminat AlO –2 va sinkat ZnO -2 anionlariga aylanib eritmada qoladi. Ayrim oksidlanish – qaytarilish reaksiyalaridan ba ’zi bir ionlarning eritmada mavjudligini bilib olish uchun foydalaniladi. Masalan, Mn 2+ kationini aniqlash prosessi uni nitrat kislotali muhitda ko’rgoshin (IV) – oksid bilan Mn +4 ioniga qadar oksidlashga asoslangan: 2Mn(NO 3)2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3)2 + 2H 2O Uchinchi gruppa kationlaridan past oksidlanish darajadagi holatlarida Mn 2+, Cr 3+ va Fe 2+ ionlari o’zidan elektron berib, boshqa moddalarni qaytara oladi. O’sha elementlar yuqori oksidlanish darajasida bo’lganida (yahni MnO -4, CrO 2-4 va C r2O2-7 holatida ) oksidlovchilardir, bo’lar elektronlarni biriktirib oladi va boshka birikma yoki elementlarni oksidlaydi.Elementlarni topishda kuplab oksidlanish qaytarilish reaksiyalaridan foydalaniladi. Masalan: a) 2Mn(NO 3)2+5PbO 2+6HNO 3 2HMnO 4 +5Pb(NO 3)2 + 2H 2O. b) 2MnO 4-+10KJ+8H 2SO 4  2Mn 2++5J 2+5K 2SO 4+8H 2O+3SO 42-. v) 2KMnO 4 + 2KJ + 2Ba(OH) 2  2BaMnO 4 + J 2 + 4KOH. g) 2CrO 2- + 3PbO 2 + 8OH -  2CrO 42- + 3PbO 22- + 4H 2O. d) CrO 2- + MnO 4-  CrO 42- + MnO 2. j) 10C r3+ + 6MnO 4- + 11H 2O  5Cr 2O72- + 6Mn 2+ + 22H +.

z) 2Cr(OH) 3 + 3H 2O2 + 4NaOH  2Na 2CrO 4 + 8H 2O. i) 2Cr(NO 3)3+3NaBiO 3+4HNO 3 Na 2Cr 2O7+NaNO 3+3Bi(NO 3)3+2H 2O. k) Sb 2S3 + 28NO 3- + 22H +  2HSbO 3 + 3SO 42- +28NO 2 + 10H 2O. l) SnS 2 + 16 HNO 3  H2SnO 3 + 2H 2SO 4 + 16NO 2 + 5H 2O. 3. Kam eruvchan birikmalar hosil qiluvchi ionlarni ajratish uchun: Mn 2+ + H 2O2 + 2OH -  MnO 2 + 2H 2O. SnS + 5H 2O2 + 4OH -  SnO 32- + SO 42- + 7H 2O . As 2S3+14H 2O2+12NH 4OH  2(NH 4)3AsO 4+3(NH 4)2SO 4+20H 2O. 2Cr(OH) 3 + 3H 2O2  2H 2CrO 4 + 4H 2O. 4. Miqdoriy aniqlashlar uchun. Miqdoriy analizda organik va noorganik brikmalarni aniqlash da 10 FeSO 4+2KMnO 4+8H 2SO 4= 5Fe 2(SO 4)3+2MnSO 4+K 2SO 4+8H 2O Mn +7+5e — >Mn +2 5 1 Fe +2 - 1e — > Fe +3 1 5 Oksidlanish -qaytarilish jarayonlari davomida elektronlar almashishi kuzatilar ekan, bunday elektron almashishi natijasida tegishli potensiallar yuzaga ke ladi. Buning mohiyatiga tushunib yetish uchun quyidagi misolni qarab chiqamiz. Turli xil ionlarning oksidlanish -qaytarilish qobiliyatini solishtirish uchun sinaluvchi juft (masalan, Zn 2+/Zn) va normal vodorod elektrodidan (2H +/H 2) iborat galvan ik zanjir tuzamiz. Normal vodorod elektrodi platina plastinkasidan iborat bo’lib, bu plastinka yupqa platina qavati bilan elektrolitik qoplangan bo’ladi, bu eritmada a N+ = 1. Elektrod yuzasiga tozalangan vodorod 1 atm. bosim bilan uzlu ksiz HCl yoki H 2SO 4 eritmasi orqali o’tkazilib turiladi, bunda quyidagi qaytar reaksiya sodir bo’ladi: H 2  2H ++ 2e. Elektrodlarning potensialiari amalda vodorod elektrodiga nisbatan topiladi. Masa lan, Fe 3+/Fe 2+ potensialmi aniqlash uchun vodorod bilan elektroddan iborat zanjir tuziladi va shu gal vanik elementning E.Yu.K. aniqlanadi (2 -rasm) Be rilgan jufning standart Red/oks potensiali qancha katta bo’ lsa, uning oksidlangan formasi shuncha kuchli oksidlovchi va shu bi lan bir ga qaytarilgan formas i shuncha kuchsiz qaytaruvchi bo’ladi. Normal vodorod elektrodining potensial qiymati shartli ravishda nolga teng deb olinadi. Normal vodorod elektrodi bilan juftlikda ionlar aktivligi 1 ga teng bo’lganda va 25 oS temperaturada o ’lchangan potensiallar normal potensiallar deb ataladi. Turli ionlarning normal potensiallari tegishli jadvallarda berilgan. Yuqoridagi misollarda biz oksidlanish – qaytarilish reaksiyalarining sharoitga bog’liqligini ko’rib chiqqan edik. Oksidla nish qaytarilish potensiallari temperatura, eritmadagi oksidlovchi va qaytaruvchining konsentrasiyalari, pH va boshqalarga bog’liq. Bu bog’liqlik NepHst tenglamasi bilan ifodalanadi: bu yerda : - galvanik elementning oksidlovchi potensiali , voltlar hisobida ; o – standart oksidlovchi potensiali ; R – universal gaz doimiysi, 8,313 Joulga teng ; T – absolyut temperatura, oK; n – oksidlanish –qaytarilish prosesslarida ishtirok yetadigan elektronlar soni ; F – Faradey

soni, 96500 k ulon ; [oksidl.] –ayni elementning oksidlangan formasi konsentrasiyasi ; [qaytar.] – ayni elementning qaytarilgan formasi konsentrasiyasi. NepHst tenglamasidagi o’zgarmas kattaliklarni jamlab, natural logarifmlarga unli logarifmlarga o’tilsa, tempera tura 25 oS bo’lganda quyidagi tenglama kelib chikadi: Vodorod ionlari korsentrasiyasining o’zgarishi oksidlanish -qaytarilish potensiali qiymatiga kuchli ta’sir ko’rsatadi. Turli oksidlovchi va qaytaruvchilarning nisbiy kuchlarini bila turib, ular orasi dagi reaksiyalaning yo’nalishini oldindan bilish mumkin. Masalan: 2Fe 3+ + Sn 2+ ↔ Sn 4+ + 2Fe 2+ bo’lgani uchun galvanik element tuzsak, uning manfiy qutbi vazifasini Sn 4+/Sn 2+ jufti, musbat qutbi vazifasini esa Fe 3+/Fe 2+ jufti bajaradi. Demak galvanik e lementda: Sn 2+ - 2e - → Sn 4+ 2Fe 3++2e - → 2Fe 2+ jarayonlari boradi va reaksiya Sn 2+ ni Sn 4+ gacha oksidlash tomoniga yo’nalgan bo’ladi. Har qanday oksidlanish -qaytarilish jarayonida shu jarayon uchun olingan oksidlovchi va qaytaruvchidan yangi oksidlovchi va qaytaruvchi hosil bo’ladi. oks 1+qayt 2 → qayt 1+oks 2 Bunda hosil qilingan oksidlanuvchi va qaytaruvchi reaksiyadan oldingi osidlovchi va qaytaruvchiga nisbatan kuchsizrok bo’ladi. Har qanday oksidlanuvchi standart oksidlanish potensiali kichik bo’lgan faqa t o’zidan yuqorida turuvchi moddalarni oksidlashi mumkin va aksincha har qanday qaytaruvchi esa standart oksidlanish potensiali katta bo’lgan va faqat o’zidan pastda turuvchi moddalarni qaytarish mumkin. Oksidlanish -qaytarilish reaksivasining yo’nalishi qu yidagi tenglama yordamida aniqlanishi mumkin. Buni quyidagi misollardan ko’rish mumkin: Kislotali muhit: MnO 2 - 3e + 2H 2O  MnO 4- + 4H +; E = 1,67 v. Ishqoriy muhit: MnO 2 - 3e + 3OH -  MnO 4- + 2H 2O; E = 0,57 v. [H +] ni o’zgartirish asosida E ni oshirish yoki kamaytirish mumkin, bu berilgan ionlarlarning redoks reaksiyalarini istagan tomonga qarab o’zgartirish imkonini beradi. pH < 1 bo’lganda H 2O2 I2 ni oksidlaydi: I2 + 5H 2O2  2HIO 3 + 4H 2O. pH = 2 bo’lganda esa aksincha HIO 3 H2O2 ni oksidlaydi: 2HIO 3 + 5H 2O2  I2 + 5O 2 + 6H 2O. Yuqorida aytilganiday vodorod ionlari kislorodli birikmalarni (MnO 4-, MnO 42- va boshqalar) parchalab, reaksiyani suv molekulalari hosil bo’lish i tomoniga siljitadi. Bu esa oksidlovchilarning oksidlash qobiliyatini kuchaytiradi. NepHst tenglamasidan ko’rinadiki, oksidlanish -qaytarilish potensiali haroratga mutanosib bog’langan bo’lib, uning oshishi potensialning ko’tarilishiga olib keladi. Bos hqa reaksiyalardagi singari oksidlanish -qaytarilish reaksiyalariga ham katalizatorlar katta ta’sir ko’rsatadi. Katalizator oksidlovchi yoki qaytaruvchi bilan oraliq modda hosil qilib, bu oraliq moddaning oksidlovchilik yoki qaytaruvchilik qobiliyati an cha yuqori bo’ladi. Ayrim hollarda katalizator reaksiya davomida hosil bo’ladi. Masalan, oksalat ionini permanganat bilan oksidlashda hosil bo’ladigan marganes (II) ioni ana shunday katalizatorga misol bo’ladi. Bu