Класифікація окисно-відновних реакцій

1. Міжмолекулярні окисно-відновні реакції. Окисник і відновник знаходяться в різних речовинах; обмін електронами в цих реакціях відбувається між різними атомами чи молекулами:

+ ® ; + ® + ;

S – відновник; O₂ – окисник CO – відновник; Cu – окисник

+ 2HCl ® + ↑;

Zn – відновник; HСl – окисник

+ + 2H₂SO₄ ® + K₂SO₄ + SO₄ + 2H₂O.

KI – відновник; MnO₂ – окисник.

До міжмолекулярних окисно-відновних процесів відносяться реакції між речовинами, у яких атоми того самого елемента мають різні ступені окиснення: 2H₂ + H₂ O₃ ® 3 + 3H₂O, де

H₂S – відновник; H₂SO₃ – окисник

2. Внутрімолекулярні окисно-відновні реакції. У внутрімолекулярних реакціях окисник і відновник знаходяться в одній і тій же молекулі. Внутрімолекулярні реакції протікають, як правило, при термічному розкладі речовин, що містять окисник і відновник.

 2K 2K + 3 ↑; – окисник; – відновник.

  H₄ ↑ + 2H₂O; – окисник; – відновник.

2Pb( 2PbO + 4 O₂ +  ↑; –окисник; – відновник.

3. Диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення) – окисно-відновна реакція, у якій один елемент одночасно підвищує й знижує ступінь окиснення.

+ 2KOH ® K O + K + H₂O;

3K₂ O₄ + 2H₂O ® 2K O₄ + O₂ + 4KOH;

2 O₂ + H₂O ® Н O₃ + Н O₂.

Розв’язання типових задач і вправ

Приклад 1. Розставте коефіцієнти в окисно-відновній реакції

Zn + HNO₃ (розведена) = Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

методом електронного балансу. Вкажіть процеси окиснення та відновлення, окисник та відновник.

Розв’язання

1. Визначаємо ступені окиснення елементів:

.

2. Запишемо рівняння напівреакцій для елементів, що змінили ступені окиснення (це Цинк і Нітроген):

Відновник  – процес окиснення;

Окисник  – процес відновлення.

3. Зрівняємо кількість відданих та приєднаних електронів.

2 1 4 Відданих електронів: 4 · = 8ē.

8 4 1 Приєднаних електронів: 1· = 8ē.

4. Розставляємо коефіцієнти в рівнянні реакції:

4Zn + 10HNO₃ (розведена) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

а) 4 ставимо перед ;

б) зрівнюємо кількість атомів Zn, перед Zn(NO₃)₂ ставимо 4;

в) 1 треба поставити перед HNO₃, але в цій реакції частина змінює ступінь окиснення до , а друга – не змінює. Тому 1 ставимо перед N₂O у правій частині рівняння;

г) кількість атомів Нітрогену в правій частині рівняння 4·2 + 2 = 10, тому перед HNO₃ ставимо коефіцієнт 10;

д) кількість атомів Гідрогену в лівій частині рівняння 10, а в правій – 2, тому перед H₂O ставимо коефіцієнт 5;

е) якщо коефіцієнти підібрані вірно, то кількість атомів Оксигену в лівій і правій частинах рівняння повинна співпадати.

У цьому рівнянні: 30 = 24 + 1 + 5 = 30.

Приклад 2. Визначте, у якому напрямі може відбуватися самодовільний перебіг реакції:

2NaCl + Fe₂(SO₄)₃ = 2FeSO₄ + Cl₂ + Na₂SO₄.

Розв’язання

Спочатку потрібно записати рівняння цієї реакції в скороченій йонно-молекулярній формі: 2Cl^– + 2Fe³⁺ = 2Fe²⁺ + Cl₂.

Потім установити два окисники (чи два відновники, по одному ліворуч і праворуч) та оцінити енергетичну активність за допомогою значень стандартних потенціалів (додаток 9):

Окисники: Fe³⁺ + → Fe²⁺, = 0,771 В (напрям – ліворуч);

Cl₂ + 2 → 2Cl^–, = 1,359 В (напрям – праворуч).

За значенням стандартного потенціалу активнішим окисником є Cl₂.

Відновники: 2Cl^– → Cl₂ + 2 ,  = 1,359 В (напрям – ліворуч);

Fe²⁺ → Fe³⁺ + , = 0,771 В (напрям – праворуч).

За значенням стандартного потенціалу активнішим відновником є Fe²⁺.

Окисно-відновні реакції можуть самодовільно здійснюватися лише в напрямку від більш активного окисника Cl₂ до менш активного Fe³⁺, або від більш активного відновника Fe²⁺ до менш активного Cl^–.

Відповідь: самодовільний перебіг реакції відбувається в зворотному напрямі, тобто 2Cl^– + 2Fe³⁺ ← 2Fe²⁺ + Cl₂.