Загальна інформація

Окисно-відновні реакції (ОВР) - реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до інших:

• Окисник (Ox) - частинка, що приєднує електрони;

• Відновник (Red) - частинка, що віддає електрони.

Процес віддачі електронів - окиснення. (При окисненні ступінь окиснення підвищується):

H₂⁰ - 2ē ® 2H⁺ S^-2 - 2ē ® S⁰ Al⁰ - 3ē ® Al⁺³

Процес приєднання електронів - відновлення: (При відновленні ступінь окиснення знижується).

Mn⁺⁴ + 2ē ® Mn⁺² Cl₂⁰ +2ē ® 2Cl^- O₂⁰ + 4ē ® 2O^-2

Максимальна ступінь окислення атома елементу дорівнює номеру групи в періодичній таблиці, до якої відноситься даний елемент. Сполуки, що містять атоми елементів з мінімальним значенням ступеню окислення можуть служити лише відновниками, оскільки вони здатні лише віддавати електрони, тому, що зовнішній енергетичний рівень в таких атомів завершений вісьма електронами. Мінімальна ступінь окислення в атомів металів дорівнює 0, для неметалів - (n–8) (де n- номер групи в періодичній системі). Сполуки, що містять атоми елементів з проміжним значенням ступеню окислення, можуть бути і окислювачами і відновниками, залежно від партнера, з яким взаємодіють і від умов реакції.

Найважливіші окисники та відновники

Відновники	Окисники
Метали, водень, вугілля. Карбон (II) оксид (CO). Гідрогенсульфід (H2S); Сульфур (IV) оксид (SO2); Сульфітна кислота H2SO3 та її солі Катіони металів в нижчих ступенях окислення: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Нітритна кислота HNO2; Амоніак NH3;	Галогени. Калій перманганат (KMnO4); Калій манганат (K2MnO4); Манган(IV) оксид (MnO2). Калій дихромат (K2Cr2O7); Калій хромат (K2CrO4). Нітратна кислота (HNO3). Сульфатна кислота (H2SO4) Купрум(II) оксид(CuO); Плюмбум(IV) оксид (PbO2);

Класифікація окисно-відновних реакцій

* Міжмолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до складу різних молекул

S⁰ + O₂⁰ ® S⁺⁴O₂^-2

S - відновник; O₂ - окисник

Cu⁺²O + C⁺²O ® Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - відновник; CuO - окисник

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄ ® I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - відновник; MnO₂ - окисник

Сюди ж відносяться реакції між речовинами, в яких атоми одного і того ж елементу мають різні міри окислення

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ ® 3S⁰ + 3H₂O

* Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до однієї і тієї ж молекули

Внутрішньомолекулярні реакції протікають, як правило, при термічному розкладанні речовин, що містять окислювач і відновник.

2KCl⁺⁵O₃^-2 ® 2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окисник; О^-2 - відновник;

N^-3H₄N⁺⁵O₃ –^t°® N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ - окисник; N^-3 - відновник

* Реакції диспропорціонування- один і той же елемент відіграє і роль окисника, і роль відновника:

Cl₂⁰ + 2KOH ® KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O ® 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ ® HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH ® KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

Метод електронного балансу - метод підбору коефіцієнтів  в рівняннях ОВР. Цей метод полягає у послідовному виконанні певних операцій, при цьому число електронів, яке віддає відновник дорівнює числу електронів, що приєднує окисник.

39

Ступінь окиснення

Ступінь окиснення - це умовний заряд атома в речовині при умові, що всі зв’язки-йонні.

Правила для визначення ступеня окиснення. (С.О.)

1). С.О. атома елемента у вільному стані і в молекулах простих речовин дорівнює 0;

2). С.О. Гідрогену дорівнює + 1, а в гідридах металів - 1;

3). С.О. Оксигену дорівнює – 2 (виключення ОF₂) та перекисні сполуки;

4). Сума С.О. всіх атомів у сполуці дорівнює 0;

5). Ступінь окиснення металу у сполуці чисельно співпадає з його валентнісю;

6). С.О. може бути дробовим числом (Fe₃O₄).

Приклади: V₂⁺⁵O₅^-2;  Na₂⁺¹B₄⁺³O₇^-2;  K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-2;  N^-3H₃⁺¹;  K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2;  Na₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2

Розглянемо приклад:

Рівняння електронного балансу складається в певній послідовності:

1. Записуємо схему реакції.

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2. Проставляємо ступені оксинення над атомами :

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 ® KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

37

3. Виписуємо атоми, що змінювали ступінь окиснення, та визначаємо число відданих та отриманих електронів.

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē ® Cl₂⁰

4. Визначаємо додаткові множителі, щоб кількість електронів, що віддає відновник та приєднує окисник співпадала:

Mn+7 + 5ē ®Mn+2	2
2Cl-1 - 2ē ® Cl20	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 ® 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5. Підбираємо коефіцієнти для всі реагентів:

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 ® 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

Значення окислювально-відновних процесів

40

Окислювально-відновні процеси належать до числа найбільш розповсюджених хімічних реакцій і мають величезне значення в теорії і практиці.

Окислювально-відновленні процеси - одні з найважливіших процесів

природи. Дихання, засвоєння вуглекислого газу рослинами з виділенням кисню, обмін речовин і ряд інших хімічних процесів в своїй основі є окислювально-відновними реакціями. Спалювання палива в топках парових казанів і двигунах внутрішнього згоряння, електролітичне осадження металів, процеси, що відбуваються в

гальванічних елементах і акумуляторах, включають реакції окислення та відновлення. Одержання елементарних речовин (заліза, хрому, марганцю, золота, срібла, сірки, хлору, йоду і т.д.) і коштовних хімічних продуктів (аміаку, лугів, азотної, сарною й іншими кислотами) заснована на окислювально-відновних реакціях.

Застосуйте свої знання й уміння :

Дайте відповіді на питання :

1. Які реакції називаються окисно-відновними? Чим зумовлено зміна ступеню окиснення атомів в окисно-відновних реакціях?

2. Вставте пропущені слова:

а) окиснення – процес... електронів;

б) відновлення – процес... електронів;

в) окисник – речовина, яка ... електрони;

г) відновник – речовина, яка ... електрони;

3. Визначте ступені окиснення вказаних атомів у сполуках:

а) атом Сульфуру у SO₂, H₂SO₄, H₂S, H₂SO₃;

б) атом галогену у Kl, КClO₃, HClO₃, HCl ;

в) атом Мангану у КМnО₄, К₂МnО₄, МnО₂, МnSO₄;

г) атом Хрому у К₂Сr₂О₇; К₃[СrОH₆] , Сr₂(SО₄)_3, КСr O₄;

4. Опишіть біологічне значення окисно-відновних процесів.

5. Опишіть застосування окисно-відновних реакцій у техниці.

6. Розставте коефіцієнти в рівняннях методом електронного балансу:

Варіант	Приклад
1; 11; 21	C u + НNО3 Cu (NО3)2 + NО +Н2О К ClO3 +КОН + МnSO4 К2МnО4 +КCl + К2SO4+Н2О
2, 12, 22	Sе +Н2О + НNО3 Н2SеO4+ NО М nSO4 + КNО3 + КОН К2МnО4+ КNО2 + К2SO4 + Н2О
3, 13, 23	S n + Н2SO4 SnSO4 + SO2+Н2О МnSO4+РbО2+НNО3 НМnО4 +Рb(NО3)2+ РbSO4 +Н2О
4, 14, 24	Н 2SO4 + С SO2 + СO2+Н2О К МnО4 + Н2О2 + Н2SO4 МnSO4+ К2SO4 + О2 + Н2О
5, 15, 25	Н 2SO3+ І2+ Н2О Н2SO4 + НІ К МnО4 + К2SO3 + КОН К2МnО4 + КNО3+ Н2О
6, 16, 26	N Н3 + О2 NО +Н2О К 2Сr2О7 + HCl СrCl3+ Cl2+КCl+ Н2О
7, 17, 27	N О2+Н2О НNО3+ NО H 2S + К2Сr2О7 + Н2SO4 S+ Сr2(SO4) 3 + К2SO4 + Н2О
8, 18, 28	К l+ Cu (NО3)2 Cul + l2+ КNО3 К МnО4 + NН3 КNО3 + МnО2 + КОН+ Н2О
9, 19, 29	S + КОН К2SO3 + К2S + Н2О A s2S3 +НNО3 Н3 AsО4+ Н2SO4 + NО2+ Н2О
10, 20, 30	l 2+ Ba(ОН)2 Ba(lО3)2 + Bal2 + Н2О К ClO3 +КОН + МnO2 К2МnО4 + Н2О + КCl

СРС №9

Тема КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ. ВИДИ КОРОЗІЇ. СУТЬ ЕЛЕКТРОХІМІЧНОЇ КОРОЗІЇ. МЕТОДИ ЗАХИСТУ ВІД КОРОЗІЇ.

Початкові знання та вміння:

Студенти повинні знати: суть окисно-відновних реакцій, що лежать в основі процесів корозії. Познайомитись з хімічною та електрохімічною корозією металів. Розглянути способи захисту металів від корозії.

Студенти повинні вміти: характеризувати процеси корозії та способи захисту від корозії.

Завдання для самопідготовки:

Вивчити: [1] Глава XV I (с.554-561)