Окисно-відновні реакції

Всі хімічні реакції можна поділити на дві групи:

1. Реакції обміну – протікають без зміни ступеня окиснення. Найчастіше такі реакції протікають у розчинах:

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

До цієї ж групи відносяться реакції нейтралізації, які відбуваються між основами та кислотами з утворенням солі та води:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2. Реакції, які протікають зі зміною ступенів окиснення атомів – окисно-відновні процеси (редокс процеси).

Ступінь окиснення відповідає формальному заряду, який набув би атом, якби всі його електронні пари зв’язків змістилися у бік більш електронегативних атомів.

Ступінь окиснення атома або групи атомів чисельно дорівнює кількості зміщених електронів. Ступінь окиснення хімічного елемента з більшою електронегативністю позначають цифрою зі знаком мінус, а з меншою – цифрою зі знаком плюс. Наприклад, в молекулі метану атом Карбону, як

більш електронегативний, зміщує на себе чотири електрони атомів Гідрогену і набуває ступінь окиснення -4. Відповідно, кожний атом Гідрогену набуває ступінь окиснення +1.

Розрахунок ступенів окиснення проводять, викорситовуючи атом зі сталим (постійним) значенням цієї величини. До таких відносяться: всі лужні метали (+1); всі елементи другої групи (і головної, і побічної підгруп – +2); Алюміній (+3); всі галогени мають стале значення від’ємного ступеня окисненн (–1), а позитивний ступень окиснення може мати різне значення; Гідроген у сполуках (крім пероксидів) (+1); Оксиген у більшості сполук (–2).

Ступінь окиснення позначають над хімічним символом елемента (не плутати з зарядом йона). При цьому позитивний ступінь окиснення показує кількість електронів, які зміщені від атома у процесі утворення молекули. Атом, до якого зміщені електрони, має негативний ступінь окиснення.

Наприклад: KMnO₄ – сталі ступені окиснення K⁺¹MnO₄^-2 – розрахунок: щоб молекула була електронейтральною ступінь окиснення Мангану повинен бути +7 (–8 + 1 = –7). Тобто атоми Оксигену відтягують від атома Мангану 7 ē.

Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у сполуці дорівнює нулю.

Окиснення – процес відання електронів відновником, при цьому атом-окисник відновлюється (тобто добудоває свою електронну оболонку за рахунок руйнування електронної оболонки атома партнера-відновника):

Сa⁰ -2ē → Ca⁺²

Fe⁺² -1ē → Fe⁺³

При окисненні атома зростає його ступінь окиснення.

Відновлення – процес приєднання електронів до атома-окисника від атома-відновника:

S⁺⁶ +2ē → S⁺⁴

S⁰ +2ē → S^-2

При відновленні атома його ступінь окиснення зменшується.

Процеси окиснення та відновлення завжди взаємопов’язані, тобто окиснення одних атомів призводить до відновлення інших.

Окисники – це прості чи складні речовини, які містять атоми елементів, що мають властивість приєднувати електрони, завдяки своїй великій електронегативності. Це можуть бути прості речовини (F₂, О₃, О₂, Сl₂, Вr₂ та ін.) та складні речовини, які містять атоми у вищих ступенях окиснення (КМnО₄, К₂Сr₂О₇, РbО₂, КВrО₃, Н₂SО₄ (конц.), НNО₃,)

З хімічних окисників найбільш сильним є фтор – при взаємодії з усіма елементами він забирає електрони, відновлюючись до йона F^-.

Відновники – це прості чи складні речовини, які містять атоми елементів, що мають властивість віддавати електрони. Найчастіше – це метали. Найбільш активними є лужні та лужноземельні метали. Активність металів характеризується їх потенціалом іонізації.

Потенціал іонізації – енергія, яка необхідна для відриву електрона від атома. Енергії хімічних реакцій достатньо для відриву не більше трьох електронів.

До відновників відносяться також речовини, які містять атоми неметалів з негативним ступенем окиснення: H₂S, Na₂S, HI, NaI, KBr, HBr, LiH, CaH₂.

Наприклад: 2H₂S^-2 + O₂ = 2S⁰ + 2H₂O^-2

2NaI^-1 + Cl₂ = 2NaCl + I₂⁰

LiH^-1 + H₂⁺¹O = LiOH⁺¹ + H₂⁰

Речовини, які містять атоми елементів у проміжному ступені окиснення (МnО₂, SО₂ та ін.) можуть виступати у ролі як окисника, так і відновника в залежності від того з якою речовиною реагують.

Нпариклад: S⁺⁴O₂ + 2H₂S^-2 = 2S⁰ + 2H₂O SO₂ – окисник;

S⁺⁴O₂ + O₂⁰ = 2S⁺⁶O₃^-2 SO₂ – відновник.

Класифікація окисно-відновних реакцій:

1. Реакції міжатомної та міжмолекулярної взаємодії, в яких окисник і відновник знаходяться у складі різних речовин:

S + О₂ → SО₂

 

 

S ⁰ – 4 → S^{+ 4} – відновник

2О⁰ + 4 → 2О^-2 – окисник

 

2. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення – окисник і відновник входять до складу однієї речовини тобто відбувається перехід електронів всередині однієї молекули:

2КСlО₃ → 2КСl + 3О₂

Сl⁺⁵ + 6 → Сl^- – окисник

2О^-2 – 4 → О₂⁰ – відновник

3. Реакції самоокиснення-самовідновлення (диспропорціювання). В цих реакціях приймають участь молекули з атомами у проміжних ступенях окиснення. Один з них відновлюється, а інші окиснюються у процесі реакції:

3НNО₂ → НNО₃ + 2NО + Н₂О

НN⁺³О₂ + 1 → N⁺²О – окисник

НN⁺³О₂ - 2 → НN⁺⁵О₃ – відновник

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

Метод електронного балансу

При складанні рівняння окисно-відновної реакції доцільно виділити окремі етапи:

1. Запис схеми хімічної реакції.

При записі схеми окисно-відновної реакції прийнято на першому місці записувати відновник, на другому – окисник, а потім молекули середовища. Наприклад:

Н₂S + HNO₃ → S + NO + H₂O

2. Визначення атомів елементів, що змінюють ступінь окиснення. Ступені окиснення змінюють атоми Сульфуру (від -2 до 0) та Нітрогену (від +5 до +2).

3. Складання схем окиснення та відновлення:

окиснення

відновлення

4. Визначення електронного балансу.

Основна вимога: кількість електронів, що віддає відновник повинна дорівнювати кількості електронів, що приєднує окисник. Тому спочатку знаходять найменше спільне кратне. У даному випадку найменше спільне кратне чисел 2 і 3 – 6.

Розділивши 6 на 2 і 3, знаходять відповідні коефіцієнти:

Коефіцієнти	Спільне кратне	Електронний баланс	Процес
			окиснення   відновлення

 

5. Складання рівняння окисно-відновної реакції.

Ставлять коефіцієнти: 3 перед формулами, що містять атоми Сульфуру Н₂S^-2 та S⁰, а коефіцієнти 2 – перед формулами, що містять атоми Нітрогену HN⁺⁵O₃ та N⁺²O:

3Н₂S + 2HNO₃ → 3S + 2NO + H₂O

Зрівнюють кількість атомів Гідрогену шляхом добору коефіцієнту перед молекулою води:

3Н₂S + 2HNO₃ → 3S + 2NO + 4H₂O

6. Правильність складання рівняння окисно-відновної реакції перевіряють за кількістю атомів Оксигену до і після реакції.

Метод полуреакцій

1. Запис схеми хімічної реакції (вихідні речовини та продукти реакції):

Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

2. Розрахунок ступенів окиснення та знаходження окисника та відновника:

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O₃^-2 → Cu⁺²(N⁺⁵O₃^-2)₂ + N⁺²O^-2 + H₂⁺¹O^-2

Cu – відновник; HNO₃ – окисник.

3. Запис йонів (молекул, якщо речовина неелектроліт), які приймають участь в окисно-відновному процесі, розрахунок переходу електронів – запис цих розрахунків під окисником та відновником та шляхом знаходження найменшого спільного кратного розрахунок коефіциентів перед окисником та відновником (до та після реакції):

4. Розрахунок кількості атомів Оксигену до та після реакції (6 – 2 = 4); незв’язані чотири атоми Оксигену утворюють молекули води, їх також буде 4. Для одержання йонно-електронного рівняння зліва потрібно додати 8 йонів Н⁺ (молекул середовища):

3Cu + 2NO₃^- + 8H⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO + 4H₂O

Розраховані коефіцієнти перенести в схему реакції:

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Будь-яку окисно-відновну реакцію можна записати у вигляді йонно-електронного рівняння, враховуючи, що сума атомів та зарядів до і після реакції повинна бути однаковою.