Поняття про окисно–відновні реакції
Усі хімічні реакції можна розподілити на дві групи. У реакціях першої групи ступінь окиснення усіх елементів, що входять до складу речовин, залишається незмінною, а у реакціях другої групи – ступінь окиснення елементів змінюється.
Як приклад реакцій першої групи можна навести реакцію розчинів електролітів
.
(1)
Прикладом реакцій другої групи може служити взаємодія Цинку з купрум (ІІ) сульфатом:
.
(2)
Якщо у реакції (І) жоден елемент не змінює ступеню окиснення, то у прикладі (2) ступінь окиснення Цинку змінюється від 0 до +2, а Купруму від +2 до 0.
Реакції, у результаті яких змінюються ступені окиснення елементів, звуться окисно–відновними.
Слід звернути увагу на те, що окисно-відновні процеси надзвичайно поширені у природі (засвоєння вуглекислого газу рослинами, корозія металів та ін.) і відіграє важливу роль у практичній діяльності людини (вилучення металів і неметалів з руд, використання хімічних джерел струму, боротьба з корозією, виробництво хімічних продуктів і т.п.).
З електронної точки зору окисно-відновний процес пов'язаний з переміщенням електронів від одних частинок (атомів, молекул, іонів) до других. Так, у наведеній реакції (2), електрони від атомів Цинку переходять до іонів Купруму:
– 2ē =
- окиснення, відновник
(Zn)
+ 2ē =
- відновлення, окисник
(CuSO4)
+
=
+
.
(3)
Процес втрати частинкою електронів зветься окисненням, а процес приєднання до неї електронів – відновленням. Отже, у розглянутій реакції (2) цинк окиснюється, а іон купруму – відновлюється. У реакції ці обидва процеси протікають одночасно.
Речовина, до складу якої входить елемент, що окиснюється (тобто елемент, який втрачає електрони), зветься відновником, а речовина, яка містить елемент, що відновлюється (тобто елемент, який приєднує електрони) – окисником.
У наведеному прикладі CuSO4 – окисник, а Zn – відновник.
З рівняння (3) видно, що атом Цинку втрачає два електрони, а іон Купруму приєднує два електрони.
Таким чином, при окисно-відновних реакціях загальне число електронів, що віддає відновник, дорівнює загальному числу електронів, що приєднує окисник. На цій підставі засновано існуючі методи визначення коефіцієнтів у окиснювально-відновних реакціях:
метод електронного балансу та іонно–електронний.
Вправи Метод електронного балансу
Для запису рівняння окисно-відновної реакції, треба знати властивості взаємодіючих речовин. Питання про продукти реакції може бути вирішено експериментально. Наприклад, при взаємодії сірководню з калій дихроматом у кислому середовищі колір розчину змінюється з оранжевого на зелений, характерний для сполук тривалентного хрому, крім того, розчин мутніє внаслідок випадання в осад сірки.
Запис вихідних речовин і продуктів реакції виглядає так:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O. (3)
У тому разі, коли відомі вихідні і кінцеві продукти реакції, визначення коефіцієнтів у рівнянні цієї реакції відбувається за допомогою методу електронного балансу. Для його успішного засвоєння студентам необхідно знати наступну послідовність дій:
І) Визначають ступінь окиснення елементів у речовинах лівої і правої частин рівняння:
→
.
(4)
Позначають елементи, ступінь окиснення яких у ході реакції змінився. У нашому випадку такими елементами є Хром і Сульфур.
2. Складають рівняння електронного балансу з урахуванням загального числа атомів, які окиснилися і відновилися. У К2Сr2О7, (окисник) два атоми Хрому приєднують 6 електронів (відновлення), а у Н2S (відновник) атом Сульфуру втрачає 2 електрона (окислення):
Виходячи з того, що число електронів, яке віддає відновник (6), повинно дорівнювати числу електронів, отриманих окисником (6), за правилом найменшого загального кратного визначають в рівнянні реакції основні коефіцієнти для відновника (3) і окисника (1), які у подальшому залишаються незмінними:
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + H2O. (5)
3. Основні коефіцієнти
визначають і число атомів інших
елементів. Далі перевіряють число
атомів металів, що не змінюють ступінь
окиснення (Калію), кислотних залишків
(груп
)
і встановлюють коефіцієнти для K2SO4
(1) і H2SO4
(4).
4. За числом атомів Гідрогену у вихідних речовинах (І4) знаходять число молекул води, що утворилися (7), і записують рівняння реакції в остаточному вигляді:
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O. (6)
5. Правильність визначення коефіцієнтів у рівнянні реакції перевіряють по числу атомів Оксигену у обох його частинах (23).
Описана вище методика складання рівнянь може бути застосована до більшості окиснювально-відновних реакцій. Одначе існують спеціальні випадки, що потребують додаткових пояснень.
Окремі випадки складання рівнянь
окиснювально–відновних реакцій
Розглянутий вище приклад відноситься до типу міжмолекулярних реакцій, у яких окисник, відновник і середовище являють собою різні речовини. Серед подібного типу зустрічаються такі, у яких окисник або відновник одночасно є і середовищем. Наприклад, реакція взаємодії калій перманганату з концентрованою хлоридною кислотою:
KMnO4 + HCI → MnCI2 + СІ2 + КСІ + H2O. (7)
Оскільки НСІ є одночасно і відновником і середовищем, у якому протікає процес, то у рівнянні реакції доцільно формулу соляної кислоти записати двічі:
HCl→
.
(8)
10
2 –
відновлення, окисник
(KMnO4)
5
– окиснення, відновник (HCl)
.
За числом атомів Калію у КМnО4 знаходять число молекул КСІ (2), а за числом атомів Хлору (6) у правій частині, що не змінили ступеня окиснення, коефіцієнт перед НСІ – середовищем (6):
2KMnO4+10HCl+6HCl→2MnCl2+5Cl2+2KCl+H2О (9)
Визначають число молекул води (8) і остаточно записують рівняння:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 +2KCl + 8H2O (10)
До внутрішньомолекулярних реакцій відносяться такі, у яких змінюються ступені окиснення атомів у одній і тій же молекулі. Наприклад, це реакції термічного розкладання:
(11)
12
3 – окиснення, відновник
(KClO3)
2 –
відновлення, окисник (KClO3)
.
У реакціях диспропорціонування (самоокиснення–самовідновлення) відбувається збільшення і зменшення ступеню окиснення одного й того елемента:
(12)
2
1 – окиснення,
відновник (HNO2)
2
– відновлення, окисник (HNO2)
.
Конец
Окисники і відновники
Окисно-відновну здатність елементів якісно можна оцінювати їх положенням у періодичній системі Д.1.Менделєєва, величинами енергії іонізації й електронегативності. Необхідно знати, що згідно окисно-відновній функції елементи розподіляють на три групи:
– тільки відновники;
– тільки окисники;
– окисники або відновники в залежності від умов.
Відновники
Тільки відновниками можуть бути:
- вільні атоми металів усіх сімейств: s, р, d, f ;
- хімічні
сполуки, що містять неметалічні елементи
головних підгруп ІV–VІІ груп у формі
існування з найбільш негативним cтупенем
окиснення:
,
,
,
та ін.
Окисники
Тільки окисниками є:
- хімічні сполуки, що містять атоми елементів з найвищим позитивним ступенем окиснення:
,
,
,
,
,
,
,
;
-
атоми і молекули Флюору і Оксигену
(крім сполук з Флюором
).
Елементи, що виявляють окисні
і відновні властивості
Слід запам'ятати, що у окисно-відновних реакціях деякі елементи можуть виступати в залежності від умов і окисниками і відновниками.
До них відносяться:
- атоми і молекули неметалів головних підгруп ІУ – УІІ груп, а також Бор і Гідроген.
Наприклад:
відновлення окиснення
- атоми
елементів у сполуках з проміжною (між
нижчим і вищим) ступенем окиснення:
,
,
та ін.
Окисно–відновні властивості елементів і їх сполук зручно простежити на прикладі сполук Мангану:
→
тільки окисники і відновники тільки
відновник окисник