Найважливіші окисники та відновники

До числа сильних окислювачів, широко використовуються на практиці, відносяться галогени (F₂, Cl₂, Br₂, I₂), оксид марганцю Mn⁺⁴O₂, перманганат калію KMn⁺⁷O₄, манганат калію K₂Mn⁺⁶O₄, оксид хрому (хромовий ангідрид) Cr⁺⁶O₃, хромат калію K₂Cr⁺⁶O₄, біхромат калію K₂Cr₂⁺⁶ O₇, азотна кислота HN⁺⁵O₃ і її солі, кисень О₂, озон О₃, перекис водню Н₂О₂, концентрована сірчана кислота Н₂S⁺⁶О₄, оксид міді (II) Сu⁺²О, оксид срібла Ag₂⁺¹O, оксид свинцю Рb⁺⁴О₂, гіпохлорити (наприклад, NaCl^-1O) та інші сполуки.

Лужні і лужноземельні метали є сильними відновниками. До числа інших відновників відносяться: водень, вуглець, оксид вуглецю С⁺²О, сірководень Н₂S^-2, оксид сірки S⁺⁴О₂, сірчиста кислота Н₂S⁺⁴О₃ і її солі, галогеноводні (крім HF), хлорид олова (II) Sn⁺²Cl₂ , сульфат заліза (II) Fe⁺²SO₄.

Типи окисно-відновних реакцій. Окислювально-відновний еквівалент

Розрізняють три типи окисно-відновних реакцій: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні і реакції самоокислення-самовідновлення.

Міжмолекулярні - це такі реакції, в яких молекули, атоми чи іони елементів, що входять до складу однієї речовини і є окислювачем, взаємодіють з молекулами, іонами, атомами, що входять до складу іншої речовини (відновника): наприклад:

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 = Mn²⁺Cl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O.

При внутрішньомолекулярних реакціях змінюється СО елементів однієї і тієї ж речовини таким чином, що одні з них окислюються, а інші - відновлюються. До таких реакцій відноситься, наприклад, розкладання бертолетової солі і оксиду ртуті (II):

2KCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^-1 + 3O₂⁰;

2Hg⁺²O^-2 = 2Hg⁰ + O₂⁰.

В реакціях самоокислення-самовідновлення (диспропорціонування) атоми однієї і тієї ж речовини так взаємодіють один з одним, що одні віддають електрони (окислюються), а інші їх приєднують (відновлюються). Наприклад, розчинення хлору у воді:

Cl₂⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1

(Cl⁰Cl⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1).

Це частка від ділення молярної маси речовини на число придбаних (або втрачених) електронів. Так, в реакції

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₃SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

для KMnO4 окислювальний еквівалент дорівнює 158,15 / 5, а для сірководнем да відновний еквівалент - половині його молярної маси.

Методика складання окисно-відновних реакцій на основі електронного балансу

З точки зору електронної теорії окисно-відновними реакціями називаються такі реакції, при протіканні яких відбувається перехід електронів від одних атомів, молекул або іонів до інших. Оскільки електрони в окислювально-відновних реакціях переходять тільки від відновлювача до окислювача, а молекули вихідних речовин і продуктів реакції електронейтральні, то число електронів, відданих відновником завжди дорівнює числу електронів, прийнятих окислювачем. Це положення називається принципом електронного балансу і лежить в основі знаходження коефіцієнтів в рівняннях окисно-відновних реакцій.

Згідно з цим принципом число молекул окислювача і число молекул відновлювача в рівнянні окисно-відновних реакцій повинні бути такими, щоб кількість прийнятих і віддаються електронів було однаковим.

Розглянемо застосування принципу електронного балансу при знаходженні коефіцієнтів в рівняннях окисно-відновних реакцій на конкретних прикладах.

1. При каталітичному окислюванні аміаку NH₃ киснем О₂ утворюється оксид азоту NO та вода Н₂О. Запишемо схему процесу за допомогою формули:

NH₃ + O₂  NO + H₂O.

Над символами елементів, що змінюють в процесі реакції СО, підпишемо їх значення:

N^-3H₃ + O₂⁰  N⁺²O^-2 + H₂O^-2.

З зміни величини СО видно, що азот в молекулі аміаку окислився, а молекула кисню - відновилася, тобто аміак є відновником, а кисень - окислювачем. З цієї схеми також випливає, що атом азоту, змінюючи СО від -3 до +2, віддає кисню п'ять електронів. Оскільки водень СО не міняє, то молекула аміаку буде віддавати всього 5 електронів. Атом кисню приймає 2 електрони (СО змінюється від 0 до -2), отже, молекула кисню буде приймати 4 електрона. Запишемо зазначені процеси у вигляді схеми:

N ^-3 - 5ē  N⁺² 5 окисник – процес відновлення

20

O₂⁰ + 4ē  2O^-2 4 відновник – процес окиснення

Згідно з принципом електронного балансу кількості молекул окислювача і відновника потрібно взяти такими, щоб числа прийнятих і віддаються електронів були рівними. Для цього знаходиться спільне кратне, а потім ділиться на число віддаються або придбаних електронів; отримані коефіцієнти ставляться відповідно перед молекулою відновлювача і окислювача. З цієї схеми видно, що 4 молекули NH3 віддають 20 електронів, які приймаються 5 молекулами О2. Коефіцієнти електронного балансу називаються основними коефіцієнтами. Вони жодним змінам не підлягають:

4NH₃ + 5O₂  NO + H₂O.

Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:

4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O.

2. При окисленні сульфіду миш'яку As₂S₃ азотною кислотою HNO₃ утворюються миш'яковистої кислоти H₃AsO₄, сірчана H₂SO₄ та оксид азоту NO.

Складемо схему реакції, вказуючи СО над символами тих елементів, у яких в процесі реакції вони змінюються:

As₂⁺³ S₃^-2 + HN⁺⁵O₃  H₃As⁺⁵O₄ + H₂S⁺⁶O₄ + N⁺²O.

Підрахуємо кількість електронів, що віддаються молекулою відновлювача і прийнятих молекулою окислювача. Миш'як змінює СО від +3 до +5, віддаючи 2 електрони. Два атома в молекулі миш'яку As₂S₃ віддадуть 4 електрона. Сірка змінює СО від -2 до +6, віддаючи 8 електронів. Три атома сірки цієї молекули віддають 24 електрона. Всього одна молекула As₂S₃ віддає 28 електронів. Приймає електрони азот в HNO₃, змінюючи СО від +5 до +2. Отже, кожна молекула HNO₃ приймає 3 електрона. Запишемо це у вигляді схеми:

As2+3S3-2 - 28ē = 2As+5 + 3S+6 (окиснення) 84 N+5 + 3ē = N2+ (відновлення)

3 28

Очевидно, що для дотримання електронного балансу треба взяти 3 молекули As₂S₃ (3 • 28 = 84) і 28 молекул HNO₃ (3 • 28 = 84), всі інші коефіцієнти зрівнюються у відповідності з цими основними коефіцієнтами:

3As₂S₃ + 28HNO₃ => 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

Підрахунок атомів водню показує, що в лівій частині їх 28, а в правій - 36. Кисню в правій частині 84 атома, в правій - 88. Якщо водень або кисень не входять в рівняння реакції у вигляді простих речовин, то вони зрівнюються додаванням потрібної кількості молекул води в ту частину рівняння, де їх бракує. Тому підрахунок атомів кисню або водню проводять в останню чергу, причому зрівняння водню додаванням молекул води призводить до автоматичного зрівнювання кисню і навпаки. Якщо водень або кисень входять в рівняння реакції у вигляді простих речовин, то їх необхідно зрівнювати незалежно один від одного.

Остаточно аналізованих рівняння реакції буде мати вигляд:

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4Н₂О = 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

3. Якщо числа електронів, що віддаються молекулою відновлювача і прийнятих молекулою окислювача, мають загальний дільник

8 24 6

4 3

(відновлення) (окиснення)

Найбільший спільний дільник дорівнює 2. Коефіцієнти в рівнянні будуть

4HСlO₃ + 3H₂S = 4HCl + 3H₂SO₄.

Електронний баланс в даному випадку.

8 24 6

4 3

(відновлення) (окиснення)

4. Якщо число що беруть участь у реакції атомів непарне, а в результаті її повинно вийти парне число атомів хоча б одного з змінюються СО елементів, то основні коефіцієнти подвоюються:

3 3 1

6 2

(окиснення) (відновлення)

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + 4H₂O.

У розглянутому прикладі в протіканні окисно-відновної реакції бере участь сірчана кислота. Вона необхідна для зв'язування утворився тривалентного заліза. Потрібну кількість молекул H₂SO₄ визначається після розстановки коефіцієнтів перед продуктами реакції у відповідності з основними коефіцієнта в лівій частині рівняння. Водень або кисень зрівнюються в останню чергу додаванням молекул води.

5. Окислювач або відновник, крім основної окислювально-відновної реакції, витрачається також на зв'язування утворюються продуктів реакції. наприклад:

1 3

(відновлення) (окиснення)

K ₂Cr₂O₇ + 6HCl 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

На зв'язування продуктів реакції у відповідності з основними коефіцієнтами необхідно 8 молекул HCl, які не окислюються (на утворення 2 молекул CrCl₃ і 2 молекул KCl). Таким чином:

K ₂Cr₂O₇ + 6HCl + 8HCl  2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

на відновлення на зв'язування

Урівнюємо водень або кисень, додавши в праву частину рівняння 7 молекул води H₂O, і отримаємо остаточно:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl  2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O.

6.

8 2

4 1

(окиснення) (відновлення)

Основні коефіцієнти 4 и 1:

4 Сa + HNO₃ 4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃.

На зв'язування продуктів реакції у відповідності з основними коефіцієнтами необхідно 9 молекул HNO₃:

4 Сa + HNO₃ + 9HNO₃ 4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

на окиснення на зв'язування

7. Обидва елементи – той що і віддає і приймає електрони - знаходяться в одній молекулі. Для знаходження основних коефіцієнтів подібні процеси розглядають як би йдуть справа наліво:

6 24 4

4 6

2 3

(окиснення) (відновлення)

Основні коефіцієнти 2 и 3 ставлять в правій частині рівняння, ліва частина урівнюється у відповідності по правій частині:

2KСlO₃ = 2KCl + 3O₂.

8. Один і той же елемент окислюється і відновлюється. Такі реакції називаються реакціями диспропорціонування. У цьому випадку, так само як і в попередньому, електронний баланс складається справа наліво:

4K₂SO₃⁺⁴ = 3K₂SO₄⁺⁶ + K₂S^-2

S+6 + 2ē = S+4 12 S-2 - 6ē = S+4

6 2

3 (відновлення) 1 (окиснення)

Розглянутий спосіб підбору коефіцієнтів в окисно-відновних реакціях не є єдиним. Існують і інші способи. Однак у всіх випадках головним залишається знаходження основних коефіцієнтів електронного балансу.