Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар

1.Термохимия нені зерттейді?

2.Экзотермиялық және эндотермиялық деп қандай реакцияларды айтады?

3.Гесс заңын және оның салдарын айтып беріңіз.

4.Ішкі энергия деген не?

5.Энтальпия деген не және оның физикалық мәні қандай?

6.Термодинамиканың бірінші заңын айтып беріңіз.

7.Энтропия деген не? Стандартты энтропия деген не? Энтропиялық бірлік деген не?

8.Изобаралы-изотермиялық потенциал деп немесе Гиббс энергиясы деп қандай шаманы айтады? ∆G қандай бірлікпен өлшенеді?

9.Жүйенің энтропиялық және энтальпиялық факторлары деген не?

10.ΔН пен ΔS байланысы қандай теңдеумен өрнектеледі?

Ұсынылған әдебиеттер:

1.Бірімжанов Б.А., Нурақметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан», 1990., 2.Ділманов Б.М.Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с

4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б

Мазмұны:

2. Массалар әсерлесу заңы. Температура әсері

3. Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.

4. Ле-Шателье принципі.

1. Химиялық реакцияның жылдамдығы- реакцияға түсетін не алынатын заттардың концентрациясының уақыт бірлігінде белгілі бір көлемде (гомогенді) не қатты заттың бетінде (гетерогенді реакция) өзгеруі. Реакция жылдамдығы әрекеттесетін заттардың табиғатына, концентрациясына, температураға, қатысатын катализаторларға байланысты. Қатты заттар реакцияға түскенде, реакция жылдамдығы қатты заттың бетінің көлеміне, газдар үшін- қысымға байланысты.

V = +/- ΔС/ Δt – гомогенді реакция үшін,

V = +/- Δn/(S Δt) – гетерогенді реакция үшін.

Егер реакция жылдамдығын реакция негізінде алынған заттардың концентрациясының өзгеруімен есептесе плюс кояды, реакцияға түсетін заттардың концентрациясының өзгеруімен есептесе минус қояды.

4 NH₃(г) +5O₂(г) = 4NO₂(г) +6H₂O(г)

Массалар әсерлесу заңы бойынша, бұл реакцияның жылдамдығының математикалық өрнегі мынадай болады.

υ= k[NH₃]⁴∙[O₂]⁵

k- жылдамдық константасы, ол әрекеттесетін заттардың табиғатына байланысты. Гетерогенді жүйеде реакция жылдамдығы қатты заттың концентрациясына байланысты емес.

Мынандай гетерогенді реакция үшін:

CuO(қ) + H₂(г) = Cu(қ) + H₂O(г)

υ= k[H₂] ∙S_CuO

Реакция жылдамдығына температураның әсерін Я.Вант-Гофф ережесі анықтайды.

ТЕМПЕРАТУРАНЫ 10⁰-қа ӨСІРГЕНДЕ РЕАКЦИЯЛАР ЖЫЛДАМДЫҒЫ 2-4 ЕСЕ АРТАДЫ. Бұл заттың математикалық өрнегін былай көрсетуге болады.

υ _Т2 = υ_Т1 γ ^(Т1-Т2)/10

γ- температуралық коэффициент

γ- тәжірибе жүзінде анықталады және оның мәні 2-4 аралығында болуы мүмкін.

Химиялық реакциялар жылдамдығының арнаулы заттардың (катализаторлар) әсерінен арту құбылысын катализ деп атайды.

Көптеген катализаторлар реакция жылдамдығын арттырады, тек кейбір катализаторлар реакция жылдамдығын азайтады.

3. Көптеген химиялық реакциялар қайтымды болады да екі бағытта жүреді. Тура реакцияның жылдамдығы кері реакцияның жылдамдығына тең болатын қайтымды реакцияның күйін химиялық тепе-теңдік дейді. Қайтымды реакцияның мысалы ретінде азот пен сутегінің аммиак түзуінің процессін келтірейік:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

Тура және кері реакциялардың жылдамдығын былай жазуға болады:

U = k₁ [N₂]∙[H₂]³ – тура реакция жылдамдығы.

U = k₂ [NH₃]² – кері реакция жылдамдығы.

Химиялық тепе-теңдік кезінде тура және кері реакциялардың жылдамдықтары өзара тең болғандықтан, теңдеуді былай жазуға болады:

k₁ [N₂]∙[H₂]³ = k₂ [NH₃]² немесе

k₁/k₂ =[NH₃]²/[N₂]∙[H₂]³

Тура реакция мен кері реакциялардың жылдамдығының константаларының қатынасы да тұрақты болады:

К = k₁/k₂ =[NH₃]²/[N₂]∙[H₂]³

Және оны осы реакцияның тепе-теңдік константасы деп атайды.

Сыртқы жағдай (температура, қысым, концентрация) өзгермесе, химиялық тепе-теңдік ұзақ уақыт сақталады. Сыртқы жағдайлардың өзгеруі тура реакция мен кері реакцияның жылдамдығына түрліше әсер ететіндіктен, тепе-теңдік реакция тура реакцияның немесе кері реакцияның бағытына қарай ығысады. Сыртқы жағдайдың өзгеруіне байланысты химиялық тепе-теңдік белгісі бір бағытқа ығысуын Ле-Шателье принципі анықтайды.

4. ТЕПЕ-ТЕҢДІК КҮЙДЕ ТҰРҒАН ЖҮЙЕНІҢ СЫРТҚЫ ЖАҒДАЙЛАРЫНЫҢ БІРІ ӨЗГЕРСЕ ТЕПЕ-ТЕҢДІК СОЛ ӨЗГЕРІСКЕ ҚАРСЫ ӘСЕР ЕТЕТІН ПРОЦЕСТІҢ БАҒЫТЫНА ҚАРАЙ ЫҒЫСАДЫ.

N₂(г) + 3H₂(г) ↔ 2NH₃ (г) + Q

Тура реакция жылу бөліп шығара жүретін (экзотермиялық), ал кері реакция жылу сіңіре жүретін (эндотермиялық) екені көрсетілген. Сондықтан температураны жоғарылатса, Ле-Шателье принципі бойынша, химиялық тепе-теңдік бұл өзгеріске қарсы әсер ететін бағытта, яғни температураны төмендететін эндотермиялық реакцияның бағытына қарай ығысады. Егер жүйенің температурасын төмендетсе, онда химиялық тепе-теңдік оны төмендететін, яғни жылу шығара жүретін NH₃-тің түзілу бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципі бойынша, жүйенің қысымын жоғарылатса, химиялық тепе-теңдік осы қысымды азайтатын, яғни газдардың көлемдері немесе моль сандары аз заттар түзілетін реакцияның бағытына қарай ығысады, яғни NH₃ түзілу бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципі бойынша бір заттың концентрациясының кебеюі химиялық тепе-теңдікті сол заттың концентрациясын азайтатын реакцияның бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципіне сәйкес аммиакты алу реакцияны тура бағытта, яғни қайтымсыз етіп жүргізу үшін, оны жоғары қысымда, төмен температурада және N₂ мен H₂ жеткілікті мөлшерде, ал NH₃-ті бөліп алу арқылы азайта отырып, жүргізу керек.

Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

1. 
   Қандай реакцияларды гомогенді, гетерогенді деп атайды?
   
2. 
   Химиялық реакциялардың жылдамдығы дегеніміз не?
   
3. 
   Гомогенді, гетерогенді реакциялардың жылдамдығы қандай факторларға байланысты?
   
4. 
   Массалар әсерлесу заңын оқыңдар. Жылдамдық қонстантасының мәнін анықтаңдар.
   
5. 
   Химиялық реакциялардың жылдамдығы температураға байланысты неге және қалай өзгереді?
   
6. 
   Активтену энергиясы деген не?
   
7. 
   Химиялық тепе-теңдік дегеніміз не? Тепе-теңдіктің ығысуына қандай факторлар әсер етеді? Мысал келтіріңдер.
   

1.Бірімжанов Б.А., Нурақметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан»,1990.,

2.Ділманов Б.М.Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с 4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б

Мазмұны:

2. Күшті және әлсіз электролиттер.

3. Сутектік көрсеткіш.

1. Ерітінділер деп екі не одан да көп компонеттерден тұратын гомогенді жүйені атайды. Ерітінділер қатты, сұйық және газ тәріздес болады. Ерітінді еріген заттан және ерітікіштен тұрады. Сұйық ерітінділердің табиғатта, техникада, тұрмыста маңызы зор. Заттың еруі екі процестен тұрады:

1. 
   Зат атомдарының (иондарының) арасындағы химиялық байланыстар үзіледі. Бұл процесс жылу сіңіру арқылы жүреді (ΔН₁ >0).
   
2. 
   Еріген заттың бөлшектері (молекулалар, иондар) еріткіштің молекулаларымен әрекеттесіп сольваттар немесе гидраттар түзеді.
   

Осы екі жылудың қатынасына байланысты еру процесі эндо- немес экзотермиялық болады.

Ерітіндінің массасы тұрақты болғанда оның концентрациясы үлеспен немесе процентпен көрсетіледі.

Массалық үлес өлшемсіз шама, оны процентке айналдырғанда 100-ге көбейту керек: W = ((m_е.з.)/ (m_ер))∙100%

m_ер-ш- еріткіш массасы, г

m_е.з- еріген заттың массасы, г

М_е.з.- еріген заттың молярлық массасы.

V- ерітінді көлемі, л

М_э- эквиваленттің молярлық массасы;

V- ерітінді көлемі, л.

Титр дегеніміз 1 миллилитр ерітіндідегі еріген заттың грамм саны, г/мл.

Т = m_е.з/V

m_е.з- еріген зат массасы, г

V- ерітінді көлемі, мл

2. Электролиттер - негіздер, қышқылдар, тұздар, олардың балқымалары мен ерітінділері электр тоғын өткізеді. Электролиттер молекулаларының иондарға ыдырау процессін электролиттік диссоциация дейді. Оң зарадталған иондар-катиондар, теріс зарядталған иондар-аниондар деп аталады. Диссоциация қайтымды процесс: молекулалардың иондарға ыдырауы тура реакция (диссоциация), ал иондардың қайтадан молекулаларға бірігуі кері реакцияға (ассоциацияға) жатады.

Диссоциациялану дәрежесі. Электролиттік диссоцияция кері процесс болғандықтан, ерітіндіде иондар мен молекулалар бірге болады. Сондықтан электролиттер диссоциациялану дәрежесімен сипатталады (α).

Диссоциациялану дәрежесі - иондарға ыдыраған молекулалар санының (N_g) жалпы ерітілген молекулалар санына (N_ε) қатынасы α=N_g/N_ε немесе α=N_g/N_ε∙100%. Диссоциациялану дәрежесінің сан мәніне қарай электролиттер шартты түрде күшті (α>30%) әлсіз (α<3%) және орташа (α>3-30%) болып үш топқа бөлінеді.

К- диссоциациялану константасы деп аталатын химиялық тепе-теңдік константасы. Электролиттік диссоциация константасының (К) мәні неғұрлым көп болса, электролит молекулалары соғұрлым иондарға көп ыдырайды. Диссоциациялану константасы электролит күшін диссоциация дәрежесінен көбірек сипаттайды.

Диссоциациялану константасы мен дәрежесінің арасында тығыз байланыс бар. КА электролит бір катионға, бір анионға ыдырайтындықтан бұл иондардың концентрациясы өзара тең болады. [К⁺]=[ А^-]=С_М∙α

С_М- ерітіндісінің молярлық концентрациясы;

α - диссоциациялану дәрежесі;

Иондарға ыдырамаған молекулардың концентрациясын [КА] былай көрсетеді

[КА] = С_м – С_м∙α = С_м(1-α)

К= (С_м∙α∙С_м∙α)/С_м(1-α)= (С_м∙α²)/(1-α)

Әлсіз электролиттердің диссоциациялану дәрежесі өте аз болғандықтан 1-α=1 болады. Сондықтан диссоциациялану константасы мынандай болады:

К= С_м∙α² немесе α= √К/С_М

Бұл теңдеу электролит ерітіндісінің концентрациясының азаюына, яғни сұйылуына байланысты оның диссоциациялану дәрежесінің артатынын көрсетеді (Оствальдтың сұйылту заңы).

Электролиттер ерітіндіде иондарға ыдырайтындықтан, электролиттер арасындағы реакция иондар арасындағы реакция болады.

3.Сутектік көрсеткіш: Химиялық таза су электр тогын өте нашар өткізеді. Судың иондарға диссоциациялануы: Н₂О ↔Н⁺ + ОН^-

Массалар әсерлесу заңын қайтымды процеске қолдануға болады:

К= [Н⁺]∙[ОН^-]/[Н₂О] (1)

Мұндағы: К- судың диссоциация тұрақтысы. Оның 22⁰С- дағы мәні 1,8∙10^-16 тең, яғни К=1,8∙10^-16.«К» шамасы өте аз болғандықтан Н⁺ және ОН^- концентрациялары да өте аз, сондықтан су концентрациясын Н₂О тұрақты шама деп есептеуге болады, ол 1 л массасын судың молярлық массасына бөлгенге тең:[Н₂О]= 1000:18 = 55,56 моль

Енді жоғарыдағы теңдеуді (1) былай да жазуға болады:

[Н⁺]∙[ОН^-]= К[Н₂О]= К_с= 1,8∙10^-16∙55,56= 1∙10^-14 (22⁰С)

К_с- судың иондық көбейтіндісі деп аталатын тұрақты шама.

К_с= [Н⁺]∙[ОН^-]=10^-14

К_с мәні тұрақты температурада ғана тұрақты болады. Кез келген ерітіндіде сутегі мен гидроксид иондарының әрқайсысының концентрациясы нольге тең болмайды. Кез келген ерітіндіде әрі сутегі ионы Н⁺, әрі гидроксид ионы ОН^- болады. Таза суда [Н⁺]= [ОН^-]= √К_с = √10^-14 = 10^-7,

бұдан 22⁰С да 1 л суда 10^-7 моль сутегі иондары, 10^-7 моль гидроксид иондары болғандығын көреміз. Егер [Н⁺]≠[ОН^-] онда ерітінді [Н⁺]>[ОН^-] қышқыл, [Н⁺]<[ОН^-] сілтілі болады. Көп жағдайда ерітіндінің қышқылдығын немесе сілтілігін анықтау үшін сутегі иондарының концентрациясы қолданылады. Бұл жағдайда нейтрал орта [Н⁺]= 10^-7, сілтілік ортада [Н⁺]<10^-7, қышқылдық ортада [Н⁺]>10^-7 болады.

Осындай дәреже көрсеткіші теріс болып келетін сандарды қолданып есептер шығару қолайсыз болғандықтан, сутегі иондарының концентрациясы сутектік көрсеткіш (рН) арқылы белгілеу қабылданған.

Сутектік көрсеткіш деп, сутек иондары концентрациясының теріс таңбамен алынған ондық логарифмін атайды:рН=-lg[H⁺].

Ерітіндінің ортасын индикаторлар көмегімен анықтайды. Индикаторлар – ерітіндіге тамызғанда немесе батырғанда сутегі не гидроксид иондарының әсерінен түсін өзгертетін органикалық заттар.

1. Ерітінділер дегеніміз не?

2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай?

3. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?

4. Көмір қышқылының диссоциациялану сатылап теңдеулерін жазындар.

Ұсынылған әдебиеттер:

1.Бірімжанов Б.А., Нурақметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан», 1990., 2.Ділманов Б.М.Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с 4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б


Дәрістер 6. Тұзда гидролизі
Мазмұны:

1. 
   Гидролиз,өндірістік маңызы.
   
2. 
   Гидролиз түрлері.
   
3. 
   Гидролиз дәрежесі және константасы.
   

СН₃СООNa →СН₃СОО^-+Na⁺ Аздап су диссоциацияға түседі: Н₂О↔ Н⁺ + ОН^-

Сонымен СН₃СООNa ерітіндісінде су молекуласы Н₂О және Н⁺, ОН^-, Na⁺, СН₃СОО^- иондары болады. Na⁺ және СН₃СОО^- иондары Н⁺ және ОН^-, иондарымен әрекеттеседі. Бірақ Na⁺ ионы өзіне ОН^- ионын қосып ала алмайды, себебі NaОН күшті электролит, сондықтан ерітіндіде тек иондар түрінде болады. СН₃СОО^- ионы Н⁺ ионын қосып алып сірке қышқылын- әлсіз электролит түзеді, сондықтан судың жаңа молекулалары диссоцоацияға түседі. Сонымен мына екі процесс тепе-теңдік болғанға дейін жүреді:

СН₃СОО^- + Н⁺ ↔ СН₃СООН Н₂О↔ Н⁺ + ОН^-

Осы екі процестің қосынды теңдеуі былай болады:

СН₃СОО^- + Н₂О↔СН₃СООН + ОН^-

Бұл теңдеуден әлсіз электролит СН₃СООН түзілгендіктен, судың диссоциациялануының иондық тепе-теңдігі ығысып, ОН^- ионының артық иондары пайда болады, сондықтан ерітінді сілтілік реакция көрсетеді. Сонымен тұздар гидролизі деп («гидро»-су, «лизис»- айрылу, грек тілінен) тұз иондарымен су иондары әрекеттескенде әлсіз электролит түзіле жүретін реакцияны айтады. Гидролиз жүру үшін нәтижесінде нашар диссоциацияланатын зат, ұшатын зат, не тұнба түзілуі керек. Тұз гидролизі нейтралдау реакциясына кері процесс.

МА + Н₂О ↔ МОН + НА нейтралдау реакциясы

Тұздардың табиғатына байланысты гидролиздің үш жағдайы бар:

а)күшті негіздің катионымен әлсіз қышқылдың анионынан түзілген тұз.

А^- + Н⁺ОН^- ↔ НА + ОН^- рН>7 әлсіз қышқыл түзіледі

б)әлсіз негіз катионы мен күшті қышқыл анионынан түзілген тұз:

М⁺ + Н⁺ОН^- ↔ МОН + Н⁺ рН<7 әлсіз негіз түзіледі

в)әлсіз негіз және әлсіз қышқыл иондарынан түзілген тұз:

М⁺ + А^- + Н⁺ОН^- ↔ МОН+ НА әлсіз негіз, әлсіз қышқыл түзіледі

Реакция ортасы реакция нәтижесінде түзілген негіз бен қышқылдың күшіне байланысты, яғни қайсысы көбірек диссоциацияға түсуіне байланысты. Сонымен гидролизге тек құрамында әлсіз электролит қалдығы бар тұздар түседі. Сондықтан күшті негізбен күшті қышқыл қалдығынан түзілген тұздар гидролизге түспейді.Көп негізді қышқылдар мен көп қышқылды негіздерден түзілген тұздар гидролизге сатылап түседі. Бірінші сатысы көбірек, жүреді. Саты саны катион пен анионнның зарядына байланысты. Гидролизді жазғанда (сатылы гидролиз үшін де) үш теңдеу жазу керек:

гидролиздің қысқаша иондық теңдеуі;

1. 
   толық иондық теңдеуі;
   
2. 
   молекулалық теңдеуі.
   

2Cr³⁺ + 3S^2-+ 6 HOH ↔ 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Тұздар гидролизін гидролиз константасы (К_гидр) және гидролиз дәрежесі (һ) арқылы сипаттауға болады.Гидролиз константасы тұздың гидролиз түзу жағдайын сипаттайды. К_гидр көп болған сайын тұз гидролизі көп жүреді. К_гидр= К_с/К_қышқыл немесе К_гидр = К_с/К_негіз ;

К_гидр = К_с /( К_қышқыл∙ К_негіз)

К_с- судың иондық көбейтіндісі, К_қышқыл және К_негіз – қышқылдың және негіздің диссоциациялану дәрежесі.Бұл теңдеуден К_қышқыл/ К_негіз аз болған сайын, К_гидр көп болатыны көрініп тұр, яғни қышқыл не негіз неғұрлым әлсіз болса, соғұрлым тұз көбірек гидролизге түседі. Егер тұз сатылап гидролизге түссе, онда әр саты гидролиз константасымен сипатталады. Гидролиздің қаншалықты толық жүретіндігін гидролиз дәрежесі көрсетеді.

ГИДРОЛИЗ ДӘРЕЖЕСІ ДЕП ГИДРОЛИЗГЕ ТҮСКЕН МОЛЕКУЛА САНЫНЫҢ ЕРІГЕН МОЛЕКУЛАЛАРДЫҢ ЖАЛПЫ САНЫНА ҚАТЫНАСЫН АЙТАДЫ.

Һ=√К_С/К_қышқыл∙С_тұз Һ=√К_С/К_негіз∙С_тұз Һ= √К_С/К_негіз∙К_қышқыл

Бұл теңдеулерден:

1. 
   К_с көп болған сайын, яғни температура үлкен болған сайын (К_с температура өссе, өседі);
   
2. 
   К_қышқыл, К_негіз аз болған сайын (неғұрлым әлсіз қышқыл және әлсіз негіз болса);
   
3. 
   Тұз концентрациясы (С_тұз) аз болған сайын не ерітінді көбірек сұйылған сайын, гидролиз дәрежесі көп болады.
   

1. 
   Төмендегі тұздардың гидролиз реакциясының теңдеуін иондық және молекулалық түрде жазыңдар: K₂S, Na₃PO₄, Mg(NO₃)₂, ZnSO₄, AlCl₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, Cu(CH₃COO)₂, Al₂S₃. Бұл тұздардың ерітіндісіндегі реакция ортасын көрсетіңдер.
   
2. 
   Гидролиз деген не? Қандай тұздар гидролизге көбірек түседі? Қандай тұздар гидролизге түспейді?
   
3. 
   Гидролиз дәрежесі деген не және ол неге байланысты?
   
4. 
   Қайтымсыз гидролиз деген не? Мысал келтір.
   

1.Бірімжанов Б.А., Нурақметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан», 1990., 2.Ділманов Б.М.Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с 4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б
Дәріс 7. Тотығу-тотықсыздану реакциялары
Мазмұны:

1. Тотығу тотықсыздану реакциялар. Классификациясы.

2. Электронды баланс әдісімен химиялық реакциялар теңдеулерін құру.

3. ТТР жүруіне факторлар әсері

1. Тотығу-тотықсыздану реакцияларына (ТТР) заттардың құрамындағы элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүретін химиялық процестер жатады.

Бұл қосылыстағы кальцийдің тотығу дәрежесі +2, оттегінікі -2. Осы мәліметтерді пайдаланып, теңдеу құрамыз да фосфордың тотығу дәрежесін табамыз.

(+2)∙3 + 2х + (-2)∙8=0 2х=+10 х=+5

Фосфордың кальций фосфатындағы тотығу дәрежесі +5.

Тотығу-тотықсыздану реакциялары жүруінің басты шарты оған міндетті түрде тотықзыздандырғыш пен тотықтырғыш қатысуы қажет.

Реакция кезінде электрондарын беретін бөлшектерді (атомдарды, ионды немесе молекуланы) тотықсыздандырғыш дейді, ал электронды қосып алатын бөлшекті тотықтырғыш деп атайды. ТТР кезінде тотықсыздандырғыш тотығады, ал тотықтырғыш тотықсызданады. ТТР молекулааралық, молекула ішінде жүретін, диспропорцияланатын болып үш топқа бөлінеді:

1. 
   Молекулааралық ТТР әр түрлі молекулалардағы элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
   

2. 
   Молекула ішіндегі ТТР бір молекула ішіндегі әр түрлі элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
   

3. 
   Диспропорциялану ТТР бір элементтің тотығу дәрежесі әрі жоғарылау, әрі төмендеу арқылы жүреді. Мысалы:
   

2.Электрондық баланс әдісі. Тотықсыздандырғыштың берген электрондарының жалпы саны тотықтырғыштың қосып алған электрондарының жалпы санына тең. Теңдеуді құру бірнеше сатыда жүреді:

1.Реакция теңдеуін коэффициентсіз жазады:

Br₂ + H₂S + H₂O → HBr + H₂SO₄

2.Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың тотығу дәрежелерін көрсетеді:

Br₂⁰ + H₂S^2- + H₂O → HBr^- + H₂S⁶⁺O₄

3.Электрондық теңдеу құрады, яғни тотығу және тотықсыздану процестерін көрсетеді:

Br₂⁰ +2ē → 2Br^- - тотықсыздану процесі, Br₂- тотықтырғыш.

S^2- - 8 ē → S⁶⁺ - тотығу процесі, S^2- - тотықсыздандырғыш.

4.Тотықсыздандырғыш берген электрон саны тотықтырғыштың қосып алған электрон санына тең болу керек.

4 Br₂⁰ +2ē → 2Br^-

1 S^2- - 8 ē → S⁶⁺

Осылай тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыш үшін коэффициенттерді анықтайды.

5.Реакцияға қатысқан басқа қосылыстар үшін коэффициенттерін іздейді:

4Br₂ + H₂S + 4H₂O ↔ 8HBr + H₂SO₄

Тотықсыздандырғыш пен тотықтырғыш бір-бірімен өздерінің тотығу-тотықсыздану эквиваленттері қатысында әрекеттеседі. Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың эквивалентінің молярлық массасы былай есептеледі: тотықтырғыштың не тотықсыздандырғыштың молярлық массасын (М(В) эквиваленттік факторға (f_экв(В)) көбейтеді:

М(f_эквВ)= f_экв(В)∙М (В)

f_экв(В) эквиваленттік фактор, ол тотықсыздандырғыштан тотықтырғышқа ауысқан электрон санының кері мәніне тең. Мысалы:

М(f_экв KMnO₄)= 1/5 ∙158 = 31,8

3. ТТР жүруіне көптеген факторлар әсер етеді:

Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың химиялық табиғаты, олардың активтіктері, рН, температура т.б.

ТТР жүру-жүрмеуін изобаралық-изотермиялық потенциалды (ΔG) есептеу арқылы анықтайды. ΔG=ΔH- TΔS немесе ΔG= -RT lnK.

ΔH, ΔS- энтальпия мен энтропия өзгеруі,

К – қайтымды реакцияның тепе-теңдік константасы,

R – универсалды газ тұрақтысы, 8,31 л∙кПа (моль∙К)

T – абсолютті температура, К