До таких відносять реакції, в яких речовини, що реагують, обмінюються електронами, змінюючи при цьому ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Наприклад:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (кінець) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Переважна більшість хімічних реакцій відносяться до окислювально-відновних, вони відіграють виключно важливу роль.

Окислення - це процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном.

Якщо атом віддає свої електрони, то він набуває позитивного заряду:

Наприклад:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

При окисненні ступінь окиснення підвищується.

Якщо негативно заряджений іон (заряд -1), наприклад Cl - , віддає 1 електрон, він стає нейтральним атомом:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Якщо позитивно заряджений іон або атом віддає електрони, то величина його позитивного заряду збільшується відповідно до числа відданих електронів:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.

Якщо атом приєднує електрони, він перетворюється на негативно заряджений іон:

Наприклад:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Якщо позитивно заряджений іон приймає електрони, то величина його заряду зменшується:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

або він може перейти в нейтральний атом:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Окислювачем є атом, молекула або іон, який приймає електрони. Відновником є ​​атом, молекула чи іон, що віддає електрони.

Окислювач у процесі реакції відновлюється, відновник – окислюється.

Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки, відновлення завжди пов'язане з окисленням, що можна виразити рівняннями:

Відновник - е - ↔ Окислювач

Окислювач + е ​​- ↔ Відновник

Тому окислювально-відновні реакції є єдністю двох протилежних процесів - окислення і відновлення

Найважливіші відновники та окислювачі

Відновлювачі

Окислювачі

Метали, водень, вугілля Оксид вуглецю(II) CO Сірководень H 2 S, оксид сірки(IV) SO 2 , сірчиста кислота H 2 SO 3 та її солі Йодоводнева кислота HI, бромоводнева кислота HBr, соляна кислота HCl Хлорид олова(II) SnCl 2 , сульфат заліза(II) FeSO 4 , сульфат марганцю(II) MnSO 4 , сульфат хрому(III) Cr 2 (SO 4) 3 Азотиста кислота HNO 2 , аміак NH 3 , гідразин N 2 H 4 , оксид азоту(II) NO Фосфориста кислота H3PO3 Альдегіди, спирти, мурашина та щавлева кислоти, глюкоза Катод при електролізі

Галогени Перманганат калію KMnO 4 , манганат калію K 2 MnO 4 , оксид марганцю(IV) MnO 2 Дихромат калію K 2 Cr 2 O 7 хромат калію K 2 CrO 4 Азотна кислота HNO 3 Кисень O 2 , озон Про 3 , пероксид водню Н 2 Про 2 Сірчана кислота H 2 SO 4 (конц.), селенова кислота H 2 SeO 4 Оксид міді(II) CuO, оксид срібла(I) Ag 2 O, оксид свинцю(IV) PbO 2 Іони благородних металів (Ag + , Au 3+ та ін.) Хлорид заліза(III) FeCl 3 Гіпохлорити, хлорати та перхлорати Царська горілка, суміш концентрованої азотної та плавикової кислот Анод при електролізі

Спосіб електронного балансу.

Для зрівнювання ОВР використовують кілька способів, з яких ми поки що розглянемо один - метод електронного балансу.

Напишемо рівняння реакції між алюмінієм та киснем:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Нехай вас не вводить в оману простота цього рівняння. Наше завдання – розібратися в методі, який у майбутньому дозволить вам зрівнювати набагато складніші реакції.

Отже, у чому полягає метод електронного балансу? Баланс – це рівність. Тому слід зробити однаковою кількість електронів, які віддає один елемент і приймає інший елемент цієї реакції. Спочатку ця кількість виглядає різною, що видно з різних ступенів окислення алюмінію та кисню:

Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2

Алюміній віддає електрони (набуває позитивного ступеня окислення), а кисень - приймає електрони (набуває негативного ступеня окислення). Щоб отримати ступінь окислення +3, атом алюмінію має віддати 3 електрони. Молекула кисню, щоб перетворитися на кисневі атоми зі ступенем окислення -2, повинна прийняти 4 електрони:

Al 0 - 3e- = Al +3

O 2 0 + 4e- = 2O -2

Щоб кількість відданих і прийнятих електронів вирівнялося, перше рівняння треба помножити на 4, а друге - на 3. Для цього достатньо перемістити числа відданих та прийнятих електронів проти верхнього та нижнього рядка так, як показано на схемі вгорі.

Якщо тепер у рівнянні перед відновником (Al) ми поставимо знайдений нами коефіцієнт 4, а перед окислювачем (O 2) - знайдений нами коефіцієнт 3, кількість відданих і прийнятих електронів вирівнюється і стає рівним 12. Електронний баланс досягнутий. Видно, перед продуктом реакції Al 2 O 3 необхідний коефіцієнт 2. Тепер рівняння окислювально-відновної реакції зрівняно:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Всі переваги методу електронного балансу виявляються у складніших випадках, ніж окислення алюмінію киснем.

Наприклад, відома всім "марганцівка" – марганцевокислий калій KMnO 4 – є сильним окислювачем за рахунок атома Mn у ступені окислення +7. Навіть аніон хлору Cl – віддає йому електрон, перетворюючись на атом хлору. Це іноді використовують для одержання газоподібного хлору в лабораторії:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Складемо схему електронного балансу:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Двійка та п'ятірка – головні коефіцієнти рівняння, завдяки яким вдається легко підібрати всі інші коефіцієнти. Перед Cl 2 слід поставити коефіцієнт 5 (або 2 × 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO 4 - коефіцієнт 2. Решта всіх коефіцієнтів прив'язують до цих двох коефіцієнтів. Це набагато легше, ніж діяти простим перебором чисел.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Щоб зрівняти кількість атомів К (12 атомів зліва), треба перед K 2 SO 4 у правій частині рівняння поставити коефіцієнт 6. Нарешті, щоб зрівняти кисень і водень, достатньо перед H 2 SO 4 і H 2 O поставити коефіцієнт 8. Ми отримали рівняння у остаточному вигляді.

p align="justify"> Метод електронного балансу, як ми бачимо, не виключає і звичайного підбору коефіцієнтів в рівняннях окислювально-відновних реакцій, але може помітно полегшити такий підбір.

Упорядкування рівняння реакції міді з розчином нітрату паладію (II) . Запишемо формули вихідних та кінцевих речовин реакції та покажемо зміни ступенів окислення:

з яких випливає, що при відновнику та окислювачі коефіцієнти дорівнюють 1. Остаточне рівняння реакції:

Cu + Pd (NO 3) 2 = Cu (NO 3) 2 + Pd

Як бачимо, у сумарному рівнянні реакції електрони не фігурують.

Щоб перевірити правильність складеного рівняння, підраховуємо число атомів кожного елемента у його правій та лівій частинах. Наприклад, у правій частині 6 атомів кисню, у лівій також 6 атомів; паладія 1 та 1; міді теж 1 і 1. Отже, рівняння складено правильно.

Переписуємо це рівняння в іонній формі:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Рd

І після скорочення однакових іонів отримаємо

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Рd

Упорядкування рівняння реакції взаємодії оксиду марганцю (IV) з концентрованою соляною кислотою

(за допомогою цієї реакції в лабораторних умовах одержують хлор).

Запишемо формули вихідних та кінцевих речовин реакції:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Покажемо зміну ступенів окиснення атомів до та після реакції:

Ця реакція окислювально-відновна, оскільки змінюються ступеня окиснення атомів хлору та марганцю. НCl - відновник, MnО 2 - окислювач. Складаємо електронні рівняння:

і знаходимо коефіцієнти при відновнику та окислювачі. Вони відповідно дорівнюють 2 і 1. Коефіцієнт 2 (а не 1) ставиться тому, що 2 атоми хлору зі ступенем окислення -1 віддають 2 електрони. Цей коефіцієнт вже стоїть в електронному рівнянні:

2НСl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Знаходимо коефіцієнти для інших речовин, що реагують. З електронних рівнянь видно, що у 2 моль HCl доводиться 1 моль MnО 2 . Однак, враховуючи, що для зв'язування двозарядного іона марганцю, що утворюється, потрібно ще 2 моль кислоти, перед відновником слід поставити коефіцієнт 4. Тоді води вийде 2 моль. Остаточне рівняння має вигляд

4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Перевірку правильності написання рівняння можна обмежити підрахунком числа атомів одного будь-якого елемента, наприклад хлору: у лівій частині 4 і правої 2 + 2 = 4.

Оскільки в методі електронного балансу зображуються рівняння реакцій у молекулярній формі, то після складання та перевірки їх слід написати в іонній формі.

Перепишемо складене рівняння в іонній формі:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

і після скорочення однакових іонів в обох частинах рівняння отримаємо

4Н + + 2Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О

Упорядкування рівняння реакції взаємодії сірководню з підкисленим розчином перманганату калію.

Напишемо схему реакції - формули вихідних та отриманих речовин:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SО 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

Потім покажемо зміну ступенів окиснення атомів до і після реакції:

Змінюються ступеня окислення у атомів сірки та марганцю (Н 2 S - відновник, КМnО 4 - окислювач). Складаємо електронні рівняння, тобто. зображаємо процеси віддачі та приєднання електронів:

І нарешті, знаходимо коефіцієнти при окислювачі та відновнику, а потім при інших реагуючих речовин. З електронних рівнянь видно, що треба взяти 5 моль Н 2 S і 2 моль КМnО 4 тоді отримаємо 5 моль атомів S і 2 моль МnSО 4 . Крім того, зі зіставлення атомів у лівій та правій частинах рівняння, знайдемо, що утворюється також 1 моль До 2 SО 4 та 8 моль води. Остаточне рівняння реакції матиме вигляд

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SО 4 = 5S + 2МnSО 4 + К 2 SО 4 + 8Н 2 О

Правильність написання рівняння підтверджується підрахунком атомів одного елемента, наприклад, кисню; у лівій частині їх 24 + 34 = 20 і в правій частині 24 + 4 + 8 = 20.

Переписуємо рівняння в іонній формі:

5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Мn 2+ + 8Н 2 О

Відомо, що правильно написане рівняння реакції є виразом закону збереження маси речовин. Тому число тих самих атомів у вихідних речовинах і продуктах реакції має бути однаковим. Повинні зберігатись і заряди. Сума зарядів вихідних речовин завжди повинна дорівнювати сумі зарядів продуктів реакції.

Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Класифікація ОВР

Розрізняють три основні типи окисно-відновних реакцій:

1) Реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення
(коли окислювач та відновник - різні речовини);

2) Реакції диспропорціонування
(коли окислювачем і відновником може бути одна й та сама речовина);

3) Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення
(Коли одна частина молекули виступає в ролі окислювача, а інша - у ролі відновника).

Розглянемо приклади реакцій трьох типів.

1. Реакціями міжмолекулярного окислення-відновлення є всі вже розглянуті нами у цьому параграфі реакції.
Розглянемо дещо складніший випадок, коли не весь окислювач може бути витрачений у реакції, оскільки частина його бере участь у звичайній - не окислювально-відновній реакції обміну:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Частина частинок NO 3 - бере участь у реакції як окислювач, даючи оксид азоту NO, а частина іонів NO 3 - у незмінному вигляді переходить у з'єднання міді Cu(NO 3) 2 . Складемо електронний баланс:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Поставимо знайдений для міді коефіцієнт 3 перед Cu та Cu(NO 3) 2 . А ось коефіцієнт 2 слід поставити тільки перед NO, тому що весь наявний у ньому азот брав участь в окислювально-відновній реакції. Було б помилкою поставити коефіцієнт 2 перед HNO 3 тому, що ця речовина включає в себе і ті атоми азоту, які не беруть участь в окисленні-відновленні і входять до складу продукту Cu(NO 3) 2 (частки NO 3 - тут іноді називають "іоном" -Спостерігачем").

Інші коефіцієнти підбираються легко за знайденим:

3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Реакції диспропорціонування відбуваються тоді, коли молекули однієї й тієї ж речовини здатні окислювати та відновлювати одна одну. Це стає можливим, якщо речовина містить у своєму складі атоми будь-якого елемента у проміжному ступені окислення.

Отже, ступінь окислення здатна як знижуватися, і підвищуватися. Наприклад:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Цю реакцію можна як реакцію між HNO 2 і HNO 2 як окислювачем і відновником і застосувати метод електронного балансу:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N+3+e-=N+2

Отримуємо рівняння:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Або, складаючи разом молі HNO 2:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Реакції внутрішньомолекулярного окислення-відновлення відбуваються тоді, коли в молекулі є сусідами атоми-окислювачі та атоми-відновники. Розглянемо розкладання бертолетової солі KClO 3 при нагріванні:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Це рівняння також підпорядковується вимогам електронного балансу:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Тут виникає складність - який із двох знайдених коефіцієнтів поставити перед KClO 3 - адже ця молекула містить і окислювач і відновник?

У таких випадках знайдені коефіцієнти ставляться перед продуктами:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Тепер ясно, що перед KClO 3 треба встановити коефіцієнт 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Внутрішньомолекулярна реакція розкладання бертолетової солі при нагріванні використовується при отриманні кисню в лабораторії.

Метод напівреакцій

Як показує сама назва, цей метод заснований на складанні іонних рівнянь для процесу окислення та процесу відновлення з подальшим підсумовуванням їх у загальне рівняння.
Як приклад складемо рівняння тієї реакції, яку використовували при поясненні методу електронного балансу.
При пропущенні сірководню Н 2 S через підкислений розчин перманганату калію КМnО 4 малинове забарвлення зникає і мутніє розчин.
Досвід показує, що помутніння розчину відбувається в результаті утворення сірки елементної, тобто. протікання процесу:

Н 2 S → S + 2H +

Ця схема зрівняна за кількістю атомів. Для зрівнювання за кількістю зарядів треба від лівої частини схеми відібрати два електрони, після чого можна стрілку замінити на знак рівності:

Н 2 S - 2е - = S + 2H +

Це перша напівреакція – процес окислення відновника Н 2 S.

Знебарвлення розчину пов'язане з переходом іона MnO 4 - (він має малинове забарвлення) в іон Mn 2+ (практично безбарвний і лише при великій концентрації має слабо-рожеве забарвлення), що можна виразити схемою

MnO 4 - → Mn 2+

У кислому розчині кисень, що входить до складу іонів МnО 4 разом з іонами водню в кінцевому підсумку утворює воду. Тому процес переходу записуємо так:

MnO 4 - + 8Н + → Мn 2+ + 4Н 2 О

Щоб стрілку замінити на знак рівності, треба зрівняти заряди. Оскільки вихідні речовини мають сім позитивних зарядів (7+), а кінцеві - два позитивні (2+), то для виконання умови збереження зарядів треба до лівої частини схеми додати п'ять електронів:

MnO 4 - + 8Н + + 5e - = Mn 2+ + 4Н 2 О

Це друга напівреакція – процес відновлення окислювача, тобто. перманганат-іона

Для складання загального рівняння реакції треба рівняння напівреакцій почленно скласти, попередньо зрівнявши числа відданих та отриманих електронів. У цьому випадку за правилами знаходження найменшого кратного визначають відповідні множники, на які множаться рівняння напівреакцій. Скорочено запис проводиться так:

І, скоротивши на 10Н+, остаточно отримаємо

5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О

Перевіряємо правильність складеного в іонній формі рівняння: число атомів кисню у лівій частині 8, у правій 8; число зарядів: у лівій частині (2-) + (6 +) = 4 +, у правій 2 (2 +) = 4 +. Рівняння складено правильно, оскільки атоми та заряди зрівняні.

Методом напівреакцій складається рівняння реакції у іонній формі. Щоб від нього перейти до рівняння в молекулярній формі, чинимо так: у лівій частині іонного рівняння до кожного аніону підбираємо відповідний катіон, а до кожного катіону – аніон. Потім ті ж іони в такому числі записуємо в праву частину рівняння, після чого іони об'єднуємо в молекули:

Таким чином, складання рівнянь окислювально-відновних реакцій за допомогою методу напівреакцій призводить до результату, що і метод електронного балансу.

Порівняємо обидва методи. Гідність іметоду напівреакцій у порівнянні з методом електронного балансу в тому. що у ньому застосовуються не гіпотетичні іони, а реально існуючі. Насправді, в розчині немає іонів, а є іони.

При методі напівреакцій потрібно знати ступінь окислення атомів.

Написання окремих іонних рівнянь напівреакцій необхідне розуміння хімічних процесів у гальванічному елементі і за електролізі. У цьому методі видно роль середовища як активного учасника всього процесу. Нарешті, при використанні методу напівреакцій не потрібно знати всі речовини, що виходять, вони з'являються в рівнянні реакції при виведенні його. Тому методу напівреакцій слід віддати перевагу і застосовувати його при складанні рівнянь всіх окислювально-відновних реакцій, що протікають у водних розчинах.

Окисно-відновні реакції - Реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення елементів.

Окислення- процес віддачі електронів атомом

Відновленняпроцес прийому електронів атомом

Відновник- Елемент, що віддає електрони

Окислювач– елемент, який приймає електрони

Для наочного, але спрощеного уявлення про причини зміни зарядів у елементів звернемося до малюнків:

Атом це електронейтральна частка. Тому число протонів дорівнює числу електронів

Якщо елемент віддає електрон, його заряд змінюється. Він стає позитивно зарядженим (якщо приймає, навпаки, негативно)

Т.о. на заряд елемента впливає кількість відданих або прийнятих електронів

I. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

1. Записуємо схему реакції

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Розставляємо ступені окислення елементів:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Виписуємо елементи, що змінили ступінь окислення та визначаємо кількість відданих/прийнятих електронів:

Na 0 -1е -> Na +

Cl 2 +2e -> 2Cl -

4. Знаходимо найменше загальне кратне чисел відданих та приєднаних електронів:

Т.о. ми отримали необхідні коефіцієнти

5. Розставляємо коефіцієнти:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl -

Окислювачі- це частинки (атоми, молекули або іони), які приймають електрониу ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення окислювача знижується. Окислювачі у своїй відновлюються.

Відновлювачі - це частинки (атоми, молекули або іони), які віддають електрониу ході хімічної реакції. При цьому ступінь окислення відновника підвищується. Відновлювачі при цьому окислюються.

Хімічні речовини можна поділити на типові окислювачі, типові відновники, та речовини, які можуть виявляти і окисні, і відновлювальні властивості. Деякі речовини практично не виявляють окисно-відновну активність.

До типовим окислювачам відносять:

• прості речовини-неметали з найбільш сильними окисними властивостями (фтор F 2 , кисень O 2 хлор Cl 2);
• іониметалів чи неметалівз високими позитивними (як правило, вищими) ступенями окиснення : кислоти (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), солі (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3 Cr +6 O 3)
• сполуки, що містять деякі катіони металів, що мають високі ступені окислення: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ та ін.

Типові відновники - Це, як правило:

• прості речовини-метали(відновлювальні здібності металів визначаються поруч електрохімічної активності);
• складні речовини, у складі яких є атоми або іони неметалів з негативним (як правило, нижчим) ступенем окислення: бінарні водневі сполуки (H2S, HBr), солі безкисневих кислот (K2S, NaI);
• деякі сполуки, що містять катіони з мінімальним позитивним ступенем окислення(Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), які, віддаючи електрони, можуть підвищувати свій рівень окислення;
• сполуки, що містять складні іони, що складаються з неметалів з проміжним позитивним ступенем окислення(S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в яких елементи можуть, віддаючи електрони, підвищувати свій позитивний ступінь окиснення.

Більшість інших речовин може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості.

Типові окислювачі та відновники наведені в таблиці.

У лабораторній практиці найчастіше використовуються такі окислювачі :

перманганат калію (KMnO 4);

дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);

азотна кислота (HNO3);

концентрована сірчана кислота (H 2 SO 4);

пероксид водню (H 2 O 2);

оксиди марганцю (IV) та свинцю (IV) (MnO 2 , PbO 2);

розплавлений нітрат калію (KNO 3) та розплави деяких інших нітратів.

До відновникам , які застосовуються в лабораторної практики відносяться:

• магній (Mg), алюміній (Al), цинк (Zn) та інші активні метали;
• водень (Н 2) та вуглець (С);
• йодид калію (KI);
• сульфід натрію (Na 2 S) та сірководень (H 2 S);
• сульфіт натрію (Na 2 SO 3);
• хлорид олова (SnCl 2).

Класифікація окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на чотири типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення), і реакції контрдиспропорціонування.

Міжмолекулярні реакції протікають зі зміною ступеня окиснення різних елементівз різних реагентів. При цьому утворюються різні продукти окислення та відновлення .

2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,

C 0 + 4HN +5 O 3(кінець) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Внутрішньомолекулярні реакції – це такі реакції, у яких різні елементиз одного реагентупереходять у різні продукти, наприклад:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення) – це такі реакції, в яких окислювач та відновник – один і той же елемент одного реагенту,який при цьому переходить у різні продукти:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Репропорціонування (конпропорціонування, контрдиспропорціонування ) – це реакції, в яких окислювач та відновник – це один і той самий елемент, що з різних реагентівпереходить у один продукт. Реакція, зворотна до диспропорціонування.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Основні правила складання окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції супроводжуються процесами окислення та відновлення:

Окислення- Це процес віддачі електронів відновником.

Відновлення - Це процес приєднання електронів окислювачем.

Окислювач відновлюється, а відновник окислюється .

В окисно-відновних реакціях дотримується електронний баланс: кількість електронів, які віддає відновник, дорівнює кількості електронів, які отримує окислювач. Якщо баланс складений неправильно, скласти складні ГВР у вас не вийде.

Використовується кілька методів складання окисно-відновних реакцій (ОВР): метод електронного балансу, метод електронно-іонного балансу (метод напівреакцій) та інші.

Розглянемо докладно метод електронного балансу .

«Впізнати» ОВР досить легко — достатньо розставити ступеня окиснення у всіх сполуках і визначити, що атоми змінюють ступінь окиснення:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Виписуємо окремо атоми елементів, що змінюють ступінь окислення, в стані ДО реакції та ПІСЛЯ реакції.

Ступінь окислення змінюють атоми марганцю та сірки:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганець поглинає 1 електрон, сірка віддає 2 електрони. При цьому необхідно, щоб дотримувався електронний баланс. Отже, необхідно подвоїти кількість атомів марганцю, а кількість атомів сірки залишити без зміни. Балансові коефіцієнти вказуємо перед реагентами, і перед продуктами!

Схема складання рівнянь ОВР методом електронного балансу:

Увага!У реакції може бути кілька окислювачів чи відновників. Баланс необхідно скласти так, щоб Загальна кількість відданих та отриманих електронів була однаковою.

Загальні закономірності перебігу окисно-відновних реакцій

Продукти окислювально-відновних реакцій часто залежать від умов проведення процесу. Розглянемо основні фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій.

Найочевидніший фактор, що визначає середовище розчину реакції - . Як правило (але не обов'язково) речовина, що визначає середовище, вказана серед реагентів. Можливі такі варіанти:

• окислювальна активність посилюється в більш кислому середовищі і окислювач відновлюється глибше(наприклад, перманганат калію, KMnO 4 де Mn +7 в кислому середовищі відновлюється до Mn +2 , а в лужній - до Mn +6);
• окислювальна активність посилюється у більш лужному середовищі, і окислювач відновлюється глибше (наприклад, нітрат калію KNO 3 де N +5 при взаємодії з відновником в лужному середовищі відновлюється до N -3);
• або окислювач практично не схильний до змін середовища.

Середовище протікання реакції дозволяє визначити склад та форму існування інших продуктів ОВР. Основний принцип — продукти утворюються такі, що не взаємодіють із реагентами!

Зверніть увагу! Еякщо середовище розчину кисле, то серед продуктів реакції не можуть бути основи та основні оксиди, т.к. вони взаємодіють із кислотою. І, навпаки, у лужному середовищі виключено утворення кислоти та кислотного оксиду. Це одна з найчастіших і найбільш грубих помилок.

Також на напрям протікання ОВР впливає природа реагуючих речовин. Наприклад, при взаємодії азотної кислоти HNO 3 з відновниками спостерігається закономірність - що більше активність відновника, то більше відновлюється азот N +5 .

При збільшенні температури більшість ОВР, зазвичай, проходять інтенсивніше і глибше.

У гетерогенних реакціях на склад продуктів найчастіше впливає ступінь подрібнення твердої речовини . Наприклад, порошковий цинк із азотною кислотою утворює одні продукти, а гранульований — зовсім інші. Чим більший ступінь подрібнення реагенту, тим більша його активність, як правило.

Розглянемо найбільш типові лабораторні окислювачі.

Основні схеми окисно-відновних реакцій

Схема відновлення перманганатів

У складі перманганатів є потужний окислювач. марганецьу ступені окислення +7. Солі марганцю +7 фарбують розчин в фіолетовийколір.

Перманганати залежно від середовища реакційного розчину відновлюються по-різному.

У кислому середовищі відновлення відбувається глибше, до Mn 2+. Оксид марганцю в ступені окислення +2 виявляє основні властивості, тому кислому середовищі утворюється сіль. Солі марганцю безбарвні. У нейтральному розчині марганець відновлюється до ступеня окислення +4 , з освітою амфотерного оксиду MnO 2 — коричневого осаду, нерозчинного в кислотах та лугах. У лужнийсередовищі марганець відновлюється мінімально - до найближчого ступеня окислення +6 . З'єднання марганцю +6 виявляють кислотні властивості, у лужному середовищі утворюють солі. манганати. Манганати надають розчину зелене забарвлення .

Розглянемо взаємодію перманганату калію KMnO 4 з сульфідом калію в кислому, нейтральному та лужному середовищах. У цих реакціях продуктом окислення сульфід-іону є S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Поширеною помилкою у цій реакції є вказівка ​​на взаємодію сірки та лугу у продуктах реакції. Однак сірка взаємодіє з лугом у досить жорстких умовах (підвищена температура), що не відповідає умовам цієї реакції. За звичайних умов правильно буде вказувати саме молекулярну сірку та луг окремо, а не продукти їхньої взаємодії.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

При складанні цієї реакції також виникають проблеми. Справа в тому, що в даному випадку написання молекули середовища (КОН або інший луг) в реагентах не потрібне для рівняння реакції. Луг бере участь у реакції, та визначає продукт відновлення перманганату калію, але реагенти та продукти зрівнюються і без її участі. Цей, здавалося б, парадокс легко вирішимо, якщо згадати, що хімічна реакція — це лише умовний запис, який не вказує на кожен процес, що відбувається, а всього лише є відображенням суми всіх процесів. Як визначити це самостійно? Якщо діяти за класичною схемою - баланс-балансові коефіцієнти-рівняння металу, то ви побачите, що метали зрівнюються балансовими коефіцієнтами, і наявність лугу в лівій частині рівняння реакції буде зайвим.

Перманганатиокислюють:

• неметализ негативним ступенем окиснення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як - до +5 ;
• неметализ проміжним ступенем окиснення до вищого ступеня окислення;
• активні метали стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

KMnO 4 + НЕМ (нижча п.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

KMnO 4 + неМе (проміжна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + ін.

Схема відновлення хроматів/біхроматів

Особливістю хрому з валентністю VI є те, що він утворює 2 типи солей у водних розчинах: хромати та біхромати, залежно від середовища розчину. Хромати активних металів (наприклад, K 2 CrO 4) - це солі, які стійкі в лужнийсередовище. Дихромати (біхромати) активних металів (наприклад, K 2 Cr 2 O 7) - солі, стійкі у кислому середовищі .

Відновлюються сполуки хрому (VI) до сполук хрому (III) . З'єднання хрому Cr +3 — амфотерні, і залежно від середовища розчину вони існують у розчині у різних формах: у кислому середовищі у вигляді солей(амфотерні сполуки при взаємодії з кислотами утворюють солі), у нейтральному середовищі – нерозчинний амфотерний гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 , і в лужному середовищі сполуки хрому (III) утворюють комплексну сіль, наприклад, гексагідроксохромат (III) калію K 3 .

З'єднання хрому VIокислюють:

• неметалив негативному ступені окислення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5;
• неметалиу проміжному ступені окислення до вищого ступеня окислення;
• активні метали з простих речовин (ст.окислення 0) до сполук з стабільною позитивною ступенем окиснення металу.

Хромат/біхромат + НЕМ (негативна с.о.) = НЕМ 0 + інші продукти

Хромат/біхромат + неМе (проміжна позитивна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.

Хромат/біхромат + P, As (негативна с.о.) = P, As +5 + інші продукти

Розкладання нітратів

Солі-нітрати містять азот у ступені окислення +5 - сильний окислювач. Такий азот може окислювати кисень (О -2). Це відбувається під час нагрівання нітратів. У цьому найчастіше кисень окислюється до ступеня окислення 0, тобто. до молекулярного кисню O 2 .

Залежно від типу металу, що утворює сіль, при термічному (температурному) розкладанні нітратів утворюються різні продукти: якщо метал активний(у ряді електрохімічної активності знаходяться до магнію), то азот відновлюється до ступеня окислення +3, і при розкладанні утворюється солі-нітрити та молекулярний кисень .

Наприклад:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активні метали у природі зустрічаються як солей (KCl, NaCl).

Якщо метал у ряді електрохімічної активності знаходиться правіше магнію і лівіше міді (включаючи магній та мідь) , то при розкладанні утворюється оксид металуу стійкому ступені окислення, оксид азоту (IV)(бурий газ) та кисень. Оксид металу утворює також під час розкладання нітрат літію .

Наприклад, розкладання нітрату цинку:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Метали середньої активності найчастіше у природі зустрічаються як оксидів (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 та інших.).

Іони металів, розташованих у ряді електрохімічної активності правіше мідіє сильними окисниками. При розкладанні нітратіввони, як і N +5 , беруть участь в окисленні кисню, і відновлюються до найпростіших речовин, тобто. утворюється метал і виділяються гази - оксид азоту (IV) та кисень .

Наприклад, розкладання нітрату срібла:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивні метали у природі зустрічаються як простих речовин.

Деякі винятки!

Розкладання нітрату амонію :

У молекулі нітрату амонію є і окислювач, і відновник: азот у ступені окислення -3 виявляє лише відновлювальні властивості, азот у ступені окислення +5 - лише окислювальні.

При нагріванні нітрат амонію розкладається. При температурі до 270 о С утворюється оксид азоту (I)(«звеселяючий газ») та вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Це приклад реакції контрдиспропорціонування .

Результуючий ступінь окислення азоту - середнє арифметичне ступеня окиснення атомів азоту у вихідній молекулі.

При вищій температурі оксид азоту (I) розкладається на прості речовини. азоті кисень:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При розкладанні нітриту амонію NH 4 NO 2також відбувається контрдиспропорціонування.

Результуючий ступінь окислення азоту також дорівнює середньому арифметичному ступеню окислення вихідних атомів азоту - окислювача N +3 та відновника N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термічне розкладання нітрату марганцю (II) супроводжується окисленням металу:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Нітрат заліза (II) за низьких температур розкладається до оксиду заліза (II), при нагріванні залізо окислюється до ступеня окислення +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C

Нітрат нікелю (II) розкладається до нітриту під час нагрівання.

Окисні властивості азотної кислоти

Азотна кислота HNO 3 при взаємодії з металами практично ніколи не утворює водень , на відміну більшості мінеральних кислот.

Це з тим, що у складі кислоти є дуже сильний окислювач — азот у ступені окислення +5. При взаємодії з відновниками металами утворюються різні продукти відновлення азоту.

Азотна кислота + метал = сіль металу + продукт відновлення азоту + H 2 O

Азотна кислота при відновленні може переходити в оксид азоту (IV) NO 2 (N+4); оксид азоту (II) NO (N+2); оксид азоту (I) N 2 O («звеселяючий газ»); молекулярний азот N 2; нітрат амонію NH 4 NO 3. Як правило, утворюється суміш продуктів з переважанням одного з них. Азот відновлюється при цьому до ступенів окиснення від +4 до -3. Глибина відновлення залежить насамперед від природи відновникаі від концентрації азотної кислоти . При цьому працює правило: що менше концентрація кислоти і вище активність металу, то більше вписувалося електронів отримує азот, і більше відновлені продукти утворюються.

Деякі закономірності дозволять правильно визначати основний продукт відновлення металами азотної кислоти реакції:

• при дії дуже розведеної азотної кислоти на металиутворюється, як правило, нітрат амонію NH 4 NO 3;

Наприклад, взаємодія цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрована азотна кислотана холоді пасивує деякі метали хром Cr, алюміній Al та залізо Fe . При нагріванні чи розведенні розчину реакція йде;

пасивація металів — це переведення поверхні металу в неактивний стан за рахунок утворення на поверхні металу тонких шарів інертних сполук, в даному випадку переважно оксидів металів, які не реагують із концентрованою азотною кислотою

• азотна кислота не реагує з металами платинової підгрупи — золотом Au, платиною Pt, та паладієм Pd;

• при взаємодії концентрованої кислоти з неактивними металами та металами середньої активностіазотнакислота відновлюється до оксиду азоту (IV) NO 2 ;

Наприклад, окислення міді концентрованою азотною кислотою:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаємодії концентрованої азотної кислоти з активними металами утворюється оксид азоту (I) N 2 O ;

Наприклад, окислення натріюконцентрованою азотною кислотою:

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• при взаємодії розведеної азотної кислоти з неактивними металами (у ряду активності правіше водню) кислота відновлюється до оксиду азоту (II) NO ;
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з металами середньої активності утворюється або оксид азоту (II) NO, або оксид азоту N 2 O, або молекулярний азот N 2 - Залежно від додаткових факторів (активність металу, ступінь подрібнення металу, ступінь розведення кислоти, температура).
• при взаємодії розведеної азотної кислоти з активними металами утворюється молекулярний азот N 2 .

Для наближеного визначення продуктів відновлення азотної кислоти при взаємодії з різними металами пропоную скористатися принципом маятника. Основні фактори, що зміщують положення маятника: концентрація кислоти та активність металу. Для спрощення використовуємо 3 типи концентрацій кислоти: концентрована (більше 30%), розведена (30% або менше), дуже розбавлена ​​(менше 5%). Метали за активністю розділимо на активні (до алюмінію), середньої активності (від алюмінію до водню) та неактивні (після водню). Продукти відновлення азотної кислоти маємо в порядку зменшення ступеня окислення:

NO 2; NO; N 2 O; N 2; NH 4 NO 3

Чим активніший метал, тим більше ми зміщуємось праворуч. Чим більша концентрація або менше ступінь розведення кислоти, тим більше ми зміщуємося вліво.

Наприклад , взаємодіють концентрована кислота та неактивний метал мідь Cu. Отже, зміщуємось у крайнє ліве положення, утворюється оксид азоту (IV), нітрат міді та вода.

Взаємодія металів із сірчаною кислотою

Розведена сірчана кислота взаємодіє з металами як звичайна мінеральна кислота. Тобто. взаємодіє з металами, які розташовані у ряді електрохімічних напруг до водню. Окислювачем тут виступають іони H + , які відновлюються до молекулярного водню H 2 . При цьому метали окислюються, як правило, до мінімальної ступеня окиснення.

Наприклад:

Fe + H 2 SO 4(розб) = FeSO 4 + H 2

взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг як до, так і після водню.

H 2 SO 4 (конц) + метал = сіль металу + продукт відновлення сірки (SO 2 , S, H 2 S) + вода

При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами утворюються сіль металу (стійко окислення), вода і продукт відновлення сірки. сірчистий газ S +4 O 2 , молекулярна сірка S або сірководень H 2 S -2, Залежно від ступеня концентрації, активності металу, ступеня його подрібнення, температури і т.д. За взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами молекулярний водень не утворюється!

Основні принципи взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами:

1. Концентрована сірчана кислота пасивує алюміній, хром, залізо при кімнатній температурі або на холоді;

2. Концентрована сірчана кислота не взаємодіє з золотом, платиною та паладієм ;

3. З неактивними металамиконцентована сірчана кислотавідновлюється до оксиду сірки (ІV).

Наприкладмідь окислюється концентрованою сірчаною кислотою:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(кінець) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. При взаємодії з активними металами та цинкомконцентрована сірчана кислота утворюєсірку S або сірководень H 2 S 2- (залежно від температури, ступеня подрібнення та активності металу).

Наприклад , взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з цинком:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(кінець) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O

Перекис водню

Пероксид водню H 2 O 2 містить кисень у ступені окислення -1. Такий кисень може підвищувати, і знижувати ступінь окислення. Таким чином, пероксид водню виявляє і окисні, і відновлювальні властивості.

При взаємодії з відновниками пероксид водню виявляє властивості окислювача і відновлюється до ступеня окислення -2. Як правило, продуктом відновлення пероксиду водню є вода або гідроксид-іон залежно від умов проведення реакції. Наприклад:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

При взаємодії з окислювачами перекис окислюється молекулярного кисню (ступінь окислення 0): O 2 . Наприклад :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Окисно-відновні реакції, або скорочено ОВР, є однією з основ предмета хімії, оскільки описують взаємодію окремих хімічних елементів один з одним. Як випливає з назви даних реакцій, у них беруть участь як мінімум дві різні хімічні речовини одна з яких виступає як окислювач, а інша – відновник. Очевидно, що дуже важливо вміти відрізняти та визначати їх у різних хімічних реакціях.

Як визначити окислювач та відновник
Основна складність у визначенні окислювача і відновника у хімічних реакціях у тому, що одні й самі речовини у різних випадках може бути як окислювачами, і відновниками. Щоб навчитися правильно визначати роль конкретного хімічного елемента реакції потрібно чітко усвідомити такі базові поняття.

1. Окисленням називають процес віддачі електронів із зовнішнього електронного шару хімічного елемента. В свою чергу окислювачем буде атом, молекула або іон, які приймають електрони і тим самим знижують рівень свого окислення, що є відновлюються . Після хімічної реакції взаємодії з іншою речовиною окислювач завжди набуває позитивного заряду.
2. Відновленням називають процес приєднання електронів до зовнішнього електронного шару хімічного елемента. Відновником буде атом, молекула або іон, які віддають свої електрони і тим самим підвищують рівень свого окислення, тобто окислюються . Після хімічної реакції взаємодії з іншою речовиною відновник завжди набуває позитивного заряду.
3. Простіше кажучи, окислювач – це речовина, яка «відбирає» електрони, а відновник – речовина, яка віддає їх окислювачу. Визначити, хто в окислювально-відновній реакції виконує роль окислювача, хто відновника і в яких випадках окислювач стає відновником і навпаки, знаючи типову поведінку в хімічних реакціях окремих елементів.
4. Типовими відновниками є метали та водень: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чим менші вони іонізовані, тим більші їх відновлювальні властивості. Наприклад, залізо, що частково окислилося, віддало один електрон і має заряд +1, зможе віддати на один електрон менше в порівнянні з «чистим» залізом. Також відновниками можуть бути сполуки хімічних елементів у нижчому ступені окислення, у яких заповнені всі вільні орбіталі і які можуть тільки віддавати електрони, наприклад аміак NH 3 сірководень H 2 S, бромоводень HBr, йодоводород HI, хлороводень HCl.
5. Типовими окислювачами є багато неметалів (F, Cl, I, O, Br). Також окислювачами можуть виступати метали, що мають високий ступінь окислення (Fe +3 , Sn +4 , Mn +4), також деякі сполуки елементів високого ступеня окислення: перманганат калію KMnO 4 , сірчана кислота Н 2 SO 4 , азотна кислота HNO 3 , оксид міді CuO, хлорид заліза FeCl 3 .
6. Хімічні сполуки в неповних або проміжних ступенях окиснення, наприклад одноосновна азотна кислота HNO 2 , пероксид водню H 2 O 2 , сірчиста кислота H 2 SO 3 можуть виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості залежно від окисно-відновних властивостей другого у реакції другого .

Визначимо окислювач та відновник на прикладі простої реакції взаємодії взаємодії натрію з киснем.

Ка випливає з цього прикладу один атом натрію віддає одному атому кисню свій електрон. Отже, натрій є відновником, а кисень окислювачем. При цьому натрій окислиться повністю, тому що віддасть максимально можливу кількість електронів, а атом кисню буде відновлено в повному обсязі, оскільки зможе прийняти ще один електрон від іншого атома кисню.

8. Класифікація хімічних реакцій. ОВР. Електроліз

8.3. Окисно-відновні реакції: загальні положення

Окисно-відновними реакціями(ОВР) називаються реакції, що протікають зі зміною ступеня окиснення атомів елементів. В результаті цих реакцій одні атоми віддають електрони, інші приймають.

Відновник - атом, іон, молекула або ФЕ, що віддає електрони, окислювач - атом, іон, молекула або ФЕ, що приймає електрони:

Процес віддачі електронів називається окисленням, а процес прийняття - відновленням. В ОВР обов'язково мають бути речовина відновник та речовина окислювач. Немає процесу окислення без процесу відновлення та немає процесу відновлення без процесу окислення.

Відновник віддає електрони та окислюється, а окислювач приймає електрони та відновлюється

Процес відновлення супроводжується зниженням ступеня окиснення атомів, а процес окиснення - підвищенням ступеня окиснення атомів елементів. Сказане зручно проілюструвати схемою (СО - ступінь окиснення):

Конкретні приклади процесів окислення та відновлення (схеми електронного балансу) наведено у табл. 8.1.

Таблиця 8.1

Приклади схем електронного балансу

Схема електронного балансу	Характеристика процесу
Процес окислення
	Атом кальцію віддає електрони, підвищує рівень окислення, є відновником
	Іон Cr+2 віддає електрони, підвищує ступінь окислення, є відновником
	Молекула хлору віддає електрони, атоми хлору підвищують рівень окислення від 0 до +1, хлор - відновник
Процес відновлення
	Атом вуглецю приймає електрони, знижує рівень окислення, є окислювачем
	Молекула кисню приймає електрони, атоми кисню знижують рівень окислення від 0 до −2, молекула кисню є окислювачем.
	Іон приймає електрони, знижує рівень окислення, є окислювачем

Найважливіші відновники: Прості речовини метали; водень; вуглець у формі коксу; оксид вуглецю(II); сполуки, що містять атоми в нижчому ступені окислення (гідриди металів, сульфіди, йодиди, аміак); найсильніший відновник – електричний струм на катоді.

Найважливіші окислювачі: прості речовини - галогени, кисень, озон; концентрована сірчана кислота; азотна кислота; ряд солей (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); пероксид водню H 2 O 2; Найбільш сильний окислювач - електричний струм на аноді.

За періодом окисні властивості атомів та простих речовин посилюються: фтор - найсильніший окислювач із усіх простих речовин. У кожному періоді галогени утворюють прості речовини з найбільш вираженими окисними властивостями.

У групах А зверху вниз окисні властивості атомів та простих речовин слабшають, а відновлювальні – посилюються.

Для однотипних атомів відновлювальні властивості посилюються зі збільшенням їхнього радіусу; наприклад, відновлювальні властивості аніону
I − виражені сильніше, ніж аніону Cl − .

Для металів окислювально-відновлювальні властивості простих речовин та іонів у водному розчині визначаються положенням металу в електрохімічному ряду: зліва направо (згори донизу) відновлювальні властивості простих металів слабшають: найсильніший відновник- літій.

Для іонів металів у водному розчині зліва направо в цьому ряду відповідно окислювальні властивості посилюються: найбільш сильний окислювач- іони Au 3+.

Для розміщення коефіцієнтів в ОВР можна користуватися способом, заснованим на складанні схем процесів окислення та відновлення. Цей спосіб називається методом електронного балансу.

Суть методу електронного балансу ось у чому.

1. Складають схему реакції та визначають елементи, які змінили ступінь окислення.

2. Складають електронні рівняння напівреакцій відновлення та окислення.

3. Оскільки число електронів, відданих відновником, має дорівнювати числу електронів, прийнятих окислювачем, методом найменшого загального кратного (НОК) знаходять додаткові множники.

4. Додаткові множники проставляють перед формулами відповідних речовин (коефіцієнт 1 опускається).

5. Зрівнюють числа атомів тих елементів, які не змінили ступінь окислення (спочатку – водень по воді, а потім – числа атомів кисню).

Приклад складання рівняння окисно-відновної реакції

шляхом електронного балансу.

Знаходимо, що атоми вуглецю та сірки змінили ступінь окислення. Складаємо рівняння напівреакцій відновлення та окислення:

Для цього випадку НОК дорівнює 4, а додатковими множниками будуть 1 (для вуглецю) та 2 (для сірчаної кислоти).

Знайдені додаткові множники проставляємо у лівій та правій частинах схеми реакції перед формулами речовин, що містять вуглець та сірку:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Зрівнюємо число атомів водню, поставивши перед формулою води коефіцієнт 2, і переконуємось, що кількість атомів кисню в обох частинах рівняння однакова. Отже, рівняння ОВР

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Виникає питання: яку частину схеми ОВР слід поставити знайдені додаткові множники - в ліву чи праву?

Для простих реакцій це має значення. Однак слід мати на увазі: якщо визначено додаткові множники по лівій частині рівняння, то коефіцієнти проставляються перед формулами речовин у лівій частині; якщо розрахунки проводилися для правої частини, то коефіцієнти ставляться у правій частині рівняння. Наприклад:

За кількістю атомів Al у лівій частині:

За кількістю атомів Al у правій частині:

У загальному випадку, якщо в реакції беруть участь речовини молекулярної будови (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2), то при доборі коефіцієнтів виходять саме з атомів в молекулі:

Якщо реакції з участю HNO 3 утворюється N 2 O, то схему електронного балансу для азоту також краще записувати виходячи з двох атомів азоту .

У деяких окислювально-відновних реакціях одна з речовин може виконувати функцію як окислювача (відновника), так і солеутворювача (тобто брати участь в утворенні солі).

Такі реакції характерні, зокрема, для взаємодії металів з кислотами-окислювачами (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)), а також солей-окислювачів (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca(OCl) 2) із соляною кислотою (за рахунок аніонів Cl − соляна кислота має відновні властивості) та інші кислоти, аніон яких – відновник.

Складемо рівняння реакції міді з розведеною азотною кислотою:

Бачимо, що частина молекул азотної кислоти витрачається на окислення міді, відновлюючись при цьому до оксиду азоту(II), а частина йде на зв'язування іонів, що утворилися, Cu 2+ в сіль Cu(NO 3) 2 (у складі солі ступінь окислення атома азоту така ж , як у кислоті, тобто не змінюється). У таких реакціях додатковий множник елемента-окислювача завжди ставиться у правій частині перед формулою продукту відновлення, у разі - перед формулою NO, а чи не HNO 3 чи Cu(NO 3) 2 .

Перед формулою HNO 3 ставимо коефіцієнт 8 (дві молекули HNO 3 витрачаються на окислення міді та шість - на зв'язування в сіль трьох іонів Cu 2+), зрівнюємо числа атомів Н і Про і отримуємо

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В інших випадках кислота, наприклад, соляна, може одночасно бути як відновником, так і брати участь в утворенні солі:

Приклад 8.5. Розрахуйте, яка маса HNO 3 витрачається на солеутворення, коли реакцію, рівняння якої

входить цинк масою 1,4 р.

Рішення. З рівняння реакції бачимо, що з 8 моль азотної кислоти тільки 2 моль пішло на окислення 3 моль цинку (перед формулою продукту відновлення кислоти, NO стоїть коефіцієнт 2). На солеутворення витратилося 6 моль кислоти, що легко визначити, помноживши коефіцієнт 3 перед формулою солі Zn(HNO 3) 2 кількість кислотних залишків у складі однієї формульної одиниці солі, тобто. на 2.

n(Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (моль).

x = 0,043 моль;

m (HNO 3) = n (HNO 3) · M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (г)

Відповідь: 2,71 р.

У деяких ОВР ступінь окислення змінюють атоми двох, а трьох елементів.

Приклад 8.6. Розставте коефіцієнти у ОВР, що протікає за схемою FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 , використовуючи метод електронного балансу.

Рішення. Бачимо, що ступінь окислення змінюють атоми трьох елементів: Fe, S та O. У таких випадках числа електронів, відданих атомами різних елементів, підсумовуються:

Розставивши стехіометричні коефіцієнти, отримуємо:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .

Розглянемо приклади вирішення інших типів екзаменаційних завдань на цю тему.

Приклад 8.7. Вкажіть кількість електронів, що переходять від відновника до окислювача при повному розкладанні нітрату міді(II) масою 28,2 г.

Рішення. Записуємо рівняння реакції розкладання солі та схему електронного балансу ОВР; M = 188 г/моль.

Бачимо, що 2 моль O 2 утворюється при розкладанні 4 моль солі. При цьому від атомів відновника (в даному випадку це іони) до окислювача (тобто до іонів) переходить 4 моль електронів: . Оскільки хімічна кількість солі n = 28,2/188 = = 0,15 (моль), маємо:

2 моль солі - 4 моль електронів

0,15 моль - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (моль),

N(e) = N A n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (електронів).

Відповідь : 1,806 ⋅ 10 23 .

Приклад 8.8. При взаємодії сірчаної кислоти хімічною кількістю 0,02 моль із магнієм атоми сірки приєднали 7,224 ⋅ 10 22 електронів. Знайдіть формулу продукту відновлення кислоти.

Рішення. У загальному випадку схеми процесів відновлення атомів сірки у складі сірчаної кислоти можуть бути такими:

тобто. 1 моль атомів сірки може прийняти 2, 6 чи 8 моль електронів. З огляду на, що до складу 1 моль кислоти входить 1 моль атомів сірки, тобто. n (H 2 SO 4) = n (S), маємо:

n (e) = N (e) / N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (моль).

Розраховуємо кількість електронів, прийнятих 1 моль кислоти:

0,02 моль кислоти приймають 0,12 моль електронів

1 моль - х

n(e) = x = 0,12/0,02 = 6 (моль).

Цей результат відповідає процесу відновлення сірчаної кислоти до сірки:

Відповідь: сірка.

Приклад 8.9. У реакції вуглецю з азотною концентрованою кислотою утворюються вода і два солеутворювальні оксиди. Знайдіть масу вуглецю, що вступив у реакцію, якщо атоми окислювача в цьому процесі прийняли 0,2 моль електронів.

Рішення. Взаємодія речовин протікає згідно зі схемою реакції

Складаємо рівняння напівреакцій окислення та відновлення:

Зі схем електронного балансу бачимо, що якщо атоми окислювача () приймають 4 моль електронів, то реакцію вступає 1 моль (12 г) вуглецю. Складаємо та вирішуємо пропорцію:

4 моль електронів – 12 г вуглецю

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (г).

Відповідь: 0,6 р.

Класифікація окисно-відновних реакцій

Розрізняють міжмолекулярні та внутрішньомолекулярні окисно-відновні реакції.

В разі міжмолекулярних ОВРатоми окислювача та відновника входять до складу різних речовин та є атомами різних хімічних елементів.

В разі внутрішньомолекулярних ОВРатоми окислювача і відновника входять до складу однієї й тієї ж речовини. До внутрішньомолекулярних відносяться реакції диспропорціонування, В яких окислювач і відновник - це атоми одного і того ж хімічного елемента у складі однієї і тієї ж речовини. Такі реакції можливі речовин, що містять атоми з проміжним ступенем окислення.

Приклад 8.10. Вкажіть схему ОВР диспропорціонування:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Рішення . Реакції 1)–3) є міжмолекулярними ОВР:

Реакцією диспропорціонування є реакція 4), тому що в ній атом хлору і окислювач, і відновник:

Відповідь: 4).

Якісно оцінити окиснювально-відновні властивості речовин можна на підставі аналізу ступенів окиснення атомів у складі речовини:

1) якщо атом, відповідальний за окислювально-відновні властивості, перебуває у вищому ступені окислення, цей атом не може віддавати електрони, і може лише приймати. Тому в ОВР дану речовину виявлятиме тільки окисні властивості. Приклади таких речовин (у формулах вказано ступінь окислення атома, що відповідає за окисно-відновні властивості):

2) якщо атом, відповідальний за окислювально-відновні властивості, знаходиться в нижчому ступені окислення, то дана речовина в ОВР виявлятиме тільки відновлювальні властивості(Приймати електрони даний атом вже не може, він може тільки їх віддавати). Приклади таких речовин: , . Тому лише відновлювальні властивості в ОВР виявляють усі аніони галогенів (виключення F − , для окислення якого використовують електричний струм на аноді), сульфід-іон S 2− , атом азоту в молекулі аміаку , гідрид-іон H − . Тільки відновлювальні властивості мають метали (Na, K, Fe);

3) якщо атом елемента знаходиться в проміжному ступені окислення (ступінь окислення більший за мінімальний, але менший за максимальний), то відповідна речовина (іон) буде в залежності від умов виявляти подвійні окислювально-відновлювальні властивості: сильніші окислювачі будуть ці речовини (іони) окислювати, а сильніші відновники - відновлювати. Приклади таких речовин: сірка, так як вищий ступінь окиснення атома сірки +6, а нижчий −2, оксид сірки(IV), оксид азоту(III) (вищий ступінь окиснення атома азоту +5, а нижчий −3), пероксид водню ( найвищий ступінь окислення атома кисню +2, а нижчий -2). Подвійні окислювально-відновні властивості виявляють іони металів у проміжному ступені окислення: Fe 2+ , Mn +4 , Cr +3 та ін.

Приклад 8.11. Не може протікати окисно-відновна реакція, схема якої:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Рішення. Не може протікати реакція, схема якої вказана під номером 3), тому що в ній є відновник , але немає окислювача:

Відповідь: 3).

Для деяких речовин окислювально-відновна двоїстість обумовлена ​​наявністю в їхньому складі різних атомів як у нижчому, так і вищому ступені окислення; наприклад, соляна кислота (HCl) за рахунок атома водню (вища ступінь окислення, рівна +1) - окислювач, а за рахунок аніону Cl - відновник (нижчий ступінь окислення).

Неможлива ОВР між речовинами, що виявляють тільки окислювальні (HNO 3 і H 2 SO 4 , KMnO 4 і K 2 CrO 7) або тільки відновлювальні властивості (HCl і HBr, HI і H 2 S)

ОВР надзвичайно поширені в природі (обмін речовин у живих організмах, фотосинтез, дихання, гниття, горіння), широко використовуються людиною в різних цілях (отримання металів із руд, кислот, лугів, аміаку та галогенів, створення хімічних джерел струму, отримання тепла та енергії при горінні різних речовин). Зазначимо, що ОВР часто й ускладнюють наше життя (псування продуктів харчування, плодів та овочів, корозія металів – все це пов'язано з перебігом різних окисно-відновних процесів).