2. Класифікація окисно-відновних реакцій (овр)

І. Міжмолекулярні:

а) прості речовини:

Н₂ + С1₂ = 2НС1; 4А1 + 30₂ = 2А1₂0₃;

Fе + S = FeS; Мg + Вг₂ = МgВг₂.

б) прості речовини і хімічні сполуки:

2А1 + Fе₂0₃ = А1₂0₃ + 2Fе; Zn+ Н₂S0₄ ^-= ZnS0₄ + Н₂.

5Н₂ + 2КМп0₄ + ЗН₂S0₄ = 2МпS0₄ + К₂S0₄+ 8Н₂0

Н₂ + СuО = Н₂0 +Сu

в) хімічні сполуки:

4НС1 + Мn0₂ = С1₂ + МnС1₂ + 2Н₂0

10КІ + 2КМп0₄ + 8Н₂S0₄ = 5І₂ + 2МnS0₄ + 6К₂S0₄ + 8Н₂0

Напрям окисно-відновних процесів між простими речови­нами залежить від величини різниці у відносній електронегативності атомів у молекулах простих речовин. Та речовина, атоми якої мають більшу електронегативність, виступає окисником, а речови­на з меншою електронегативністю атомів елементів - відновником. Приклад: у реакції натрію з дихлором натрій - відновник, а дихлор - окисник, оскільки ВЕН(Nа) = 0.9, а ВЕН(Сl) = 3.0:

2Na⁰ +Cl₂⁰=2NaCl

Na⁰-1e=Na⁺¹ 2 - відновник, процес окиснення

Cl₂⁰+1e∙2=2Cl^-1 1 - окисник, процес відновлення

Я кщо ВЕН > 2, то процес окиснення-відновлення прохо­дить самочинно.

г) реакції (процеси) конмутації або конпропорції:

2Н₂S^-2 + Н₂S⁺⁴ 0₃= 3S⁰ + ЗН₂0

ЗМn⁺² S0₄+ 2КМn⁺⁷ 0₄+ 2Н₂0 = 5Мn⁺⁴ 0₂ + К₂S0₄ + 2Н₂S0₄

II. Реакції (процеси) дисмутації (диспропорції, самоокиснення-самовідновлення):

2Н₂0₂^-1 = 0₂⁰ + 2Н₂O^-2, 4Nа₂S⁺⁴O₃= Na₂S^-2 + 3Na₂S⁺⁶O₄

3. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення:

2 КМn⁺⁷ O₄ ^-2 =^t Мn⁺⁴ 0₂ + К₂Мn⁺⁶ 0₄ + O₂⁰

4. Реакції (процеси) комутації або контрдиспропорції:

t

N^-3 H₄N⁺³0₂ = N₂⁰ + 2Н₂0

3. Найважливіші хімічні окисники і відновники Типові окисники

Окисники - це частинки, які приймають електрони; в ході реакції окисники відновлюються, при цьому ступінь окис­нення зменшується. Окисниками можуть бути атоми, які мають максимальний або проміжний ступінь окиснення. Макси­мальний ступінь окиснення визначається номером групи, в якій знаходиться елемент. У всіх простих речовин ступінь окис­нення дорівнює нулю. Для неметалічних елементів такий ступінь окиснення є проміжним.

Найважливіші хімічні окисники:

а)прості речовини неметали, вільні неметали (С1₂, Вг₂, 0_2, H₂,N₂.тощо);

б) метал-іони в максимальному ступені окиснення (приклад:МnO₄^-,CrO₄^2-, Cr₂O₇^2- тощо); в) метал-іони або неметал-іони в проміжному ступені окиснення (приклад: МnО₄^2- , Н₂0₂, NO₂^-, S0₂ тощо).

Найчастіше кислотами окисниками використовують розбавлену або концентровану нітратну(V) кислоту (HNO₃), оскільки во­на утворює розчинні солі. Але використовують також концентровані чи розбавлені сульфатну(VI) (Н₂S0₄) і хлоридну (НС1) кислоти.

Типові відновники

Відновники - це частинки, які віддають електрони; в ході реакції відновники окиснюються, при цьому ступінь окис­нення підвищується. Відновниками можуть бути атоми, які мають мінімальний або проміжний ступінь окиснення.

Мінімальний ступінь окиснення визначається за прави­лом: номер групи мінус 8, в якій знаходиться елемент. Типовими відновниками є: водень, метали, катіони металів у проміжному ступені окиснення, наприклад:

Н₂ ^О, Zn⁰, КІ^-1 , Н₂S^-2 , N^-3Нз, НС1^-1, Н₂0₂^-1 , N₂⁺³ О₃, Fе⁺²S0₄

Найважливіші хімічні відновники:

а) вільні метали, нейтральні атоми (Na, Zn, Mg, Fe, А1 тощо);

б) метал-іони або неметал-іони у проміжному ступені окиснення (приклад: Fе²⁺, Мn²⁺, Сг³⁺, Н₂0₂, N0₂^- тощо);

в) неметал-іони в найнижчих ступенях окиснення (приклад: I^- ,S^2-, СІ^-, Вr ^- -іони тощо).

Обмін електронами між окисником і відновником можна здійснити двома шляхами: хімічним і електрохімічним. У хіміч­ному способі відновник і окисник змішуються в одній пробірці і реакція між ними відбувається при безпо-середньому зіткненні частинок речовин відновника і окисника. При цьому спостеріга­ються лише якісні зміни речовин: зміна кольору, виділення газу, поява осаду, виділення теплоти тощо. Хімічна енергія окисно-відновного процесу перетворюється в теплову, світлову, меха­нічну тощо, робота при цьому не виконується.

Приклад: взаємодія металічного цинку з розведеною суль­фатною (VI) кислотою чи сіллю купруму(ІІ) супроводжується виділенням газу і вільного металу із зміною кольору розчину:

Zn + Н₂S0₄ = ZnSO₄ + Н₂↑, Zn + 2Н⁺ = Zn²⁺ +Н₂↑

Zn + CuSO₄= ZnSO₄ + Сu↓, Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Сu↓

Отже, взаємодія металів з кислотами чи солями є окисно-відновним процесом.