Лекція 8 Окисно-відновні реакції

План

1. Ступінь окиснення елементів.

2. Найпоширеніші окисники і відновники.

3. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій методом електронного балансу. Типи окисно-відновних реакцій.

Існує великий клас хімічних реакцій, в ході яких ступінь окислення у атомів або іонів змінюється. Наприклад, це реакція

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂↑.

У ній беруть участь атоми цинку, водню і хлору; змінена в ході реакції ступінь окислення (СО) цинку підвищується від 0 до +2, а іонів водню - знижується від +1 до 0.

Реакції, що супроводжуються зміною ступеня окислення елементів, називаються окисно-відновними.

Окисленням називається процес віддачі електронів, що супроводжується підвищенням СО.

Речовина, до складу якого входить елемент, здатний віддавати електрони, називається відновником. У процесі віддачі електронів відновник окислюється.

Приєднання електронів, що супроводжується зниженням ступеня окислення, називається відновленням.

Речовина, до складу якого входить елемент, здатний приєднати електрони, називається окисником. В процесі приєднання електронів окислювач відновлюється.

Відомо, що атоми металів мають на зовнішньому енергетичному рівні мало електронів (1-3) і здатні віддавати їх при хімічних реакціях, тобто окислюються, а неметали (на зовнішньому енергетичному рівні від 4 до 7 електронів) схильні приєднувати електрони і відновлюватися, отже, атоми металів - відновники (віддаючи електрони, самі окислюються), а атоми неметалів - окислювачі (приєднуючи електрони, самі відновлюються).

Наведемо приклади окисно-відновних реакцій. 1. Горіння магнію на повітрі (або у кисні):

2Mg⁰+O₂⁰=2Mg⁺²O^-2.

Атом магнію віддає два електрони атома кисню. В останнього СО знижується від 0 до -2, а ступінь окислення магнію підвищується від 0 до +2. Отже, магній окислюється, а кисень відновлюється; магній - відновник, а кисень - окислювач.

2. Горіння міді в хлорі:

Cu⁰+Cl₂⁰=Cu⁺²Cl₂^-1.

Атом міді віддає два електрони двохатомній молекулі хлору. СО хлору знижується від 0 до -1, а СО міді підвищується від 0 до +2. Хлор відновлюється і виступає в ролі окислювача. Мідь окислюється і є відновником.

2. Окислення хлориду заліза (II) у водному розчині хлору:

2Fe⁺²Cl₂^-1+Cl₂⁰=2Fe⁺³Cl₃^-1.

Двозарядний іон заліза віддає один електрон атому хлору. При цьому СО підвищується від +2 до +3, СО хлору знижується від 0 до -1. Хлорид заліза (II) окислюється, перетворюючись в хлорид заліза (III), і є відновником. Хлор при цьому відновлюється і виступає в ролі окислювача.

Здатність металів, а також їх гідратованих іонів окислюватися (відновлюватися) у водному середовищі в ході хімічних реакцій можна встановити по ряду напруг, про що буде говоритися в темі «Електродні потенціали та електрорушійні сили. Електроліз »

Зміна окисно-відновних властивостей елементів в залежності від будови їх атомів

Здатність хімічних елементів приєднувати або віддавати електрони пов'язана з будовою атомів і положенням їх в періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва.

Атоми металів в хімічних реакціях здатні лише віддавати електрони і бути відновниками. Найбільш активними відновниками є лужні і лужноземельні метали.

Атоми неметалів (за винятком фтору) в залежності від властивостей партнерів, з якими вони взаємодіють, можуть проявляти як окисні, так і відновні властивості.

Наприклад:

Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2 і S⁰ + O₂ = S⁺⁴O₂^-2.

Однак, у хімічно активних неметалів проявляються переважно окисні властивості. Їх часто використовують на практиці в якості окислювачів (кисень, Cl2).

Атоми водню в залежності від властивостей партнера можуть виявляти як окислювальні, так відновні властивості. Наприклад, в реакції

Cl₂⁰ + H₂⁰ = 2H⁺¹Cl^-1

водень відновник, так як в молекулі HCl електронна пара сильно зміщена в бік ядра атома хлору. При нагріванні натрію у струмені водню утворюється гідрид натрію (2Na0 + H20 = 2Na +1 H-1). Електронна пара, яка обумовлює хімічну зв'язок, сильно зміщена в бік водню. СО водню в цьому з'єднанні дорівнює -1. Таким чином, водень в цій реакції є окислювачем. Однак для водню більш характерна тенденція до віддачі електронів. Найчастіше водень використовують як відновник.

Одноатомні молекули благородних газів (Не, Nе, Ar ...) практично не виявляють ні окисних, ні відновних властивостей, що пов’язано з будовою їх атомів (зовнішній енергетичний рівень повністю заповнений електронами).

У іонів металів і неметалів у вищих ступенях окиснення відновні властивості відсутні. Такі частинки в окисно-відновних реакціях можуть проявляти тільки окисні властивості (приєднувати електрони). У зв'язку з цим сполуки, до складу яких входять частинки (іони) у вищій СО, використовуються в якості окислювачів (KMnO₄, HNO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇ і т.д.).

Позитивні іони проміжних СО в залежності від властивостей партнери можуть виступати як в ролі відновників, так і в ролі окисників:

2Fe⁺²Сl₂ + Cl₂⁰ = 2Fe⁺³Cl₃^-1 (Fe⁺² - відновник);

Fe⁺²O + C⁺²O = Fe⁰ + CO₂⁺⁴ (Fe⁺² - окисник).

Іон заліза в вищій СО володіє тільки окисними властивостями. Так, ферат калію К₂FeO₄ - один з найбільш сильних окислювачів.

Речовини, до складу яких входять іони неметалів (наприклад, Cl-1, Br-1, S-2, I-1), за рахунок останніх можуть виступати тільки в ролі відновників.

У межах кожного періоду зі зростанням порядкового номера елемента відновна здатність його атомів знижується, а окислювальна здатність - підвищується.

Так, у II періоді літій - тільки відновник, а фтор - тільки окислювач. Це результат поступового заповнення електронами зовнішнього електронного рівня (у атома літію - 1 електрон, в атома фтору - 7 електронів з 8 можливих на даному рівні).

У межах кожної головної підгрупи зі зростанням порядкового номера елемента відновна здатність їх атомів зростає, а а окислювальна здатність поступово убуває. Так, в головній підгрупі IV групи кисень - сильний окислювач, а телур - дуже слабкий окислювач, в деяких реакціях він виступає навіть як відновник. Аналогічне явище спостерігається також і у відношенні їх хімічних сполук. Ці закономірності обумовлені підвищенням величини радіусів атомів елементів.