• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

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.

Читайте також:

1. VIII. Реакції, в результаті яких утворюються високомолекулярні сполуки
2. АДАПТАЦІЙНІ РЕАКЦІЇ М'ЯЗОВОЇ СИСТЕМИ
3. АДАПТИВНІ РЕАКЦІЇ МІКРООРГАНІЗМІВ НА СТРЕСОВІ ДІЇ.
4. Аналітичні реакції та вимоги, яким вони повинні відповідати.
5. Антигени. Антитіла. Серологічні реакції .
6. Біогенні аміни та реакції декарбоксилювання
7. Види опор та їх реакції
8. Визначення реакції продуктів, кислотності і лужності.
9. В’язі. Реакції в’язей.
10. Гетерогенні реакції.
11. Гомогенні реакції.
12. Енергія ядерної реакції

Переглядів: 993