7. Окисно-відновні реакції. Окисник, відновник. Складання овр методом електронного баланса.

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ (ОВР)

Серед хімічних перетворень найважливішу роль відіграють окисно-відновні процеси, які є причиною низки природних явищ: горіння, гниття, бродіння, перерозподілу енергії в природі, процесів обміну речовин у живих організмах. Людина широко використовує штучні окисно-відновні реакції – в енергетиці, металургії, хімічній індустрії, біології, медицині, сільському господарстві, екології та в багатьох інших галузях.

. Загальні положення

Стан атомів у сполуках характеризує ступінь окиснення.

Ступінь окиснення – це умовний заряд атома у сполуці, обчислений з припущенням, що вона складається з іонів і спільні електронні пари повністю зміщені до більш електронегативного атома.

Окисники та відновники.

Окисники – атоми елементів у таких ступенях окиснення, у яких вони здатні приєднувати електрони. Серед усіх речовин, окисну здатність мають ті, які містять атоми з високими ступенями окиснення. До них належать:

Прості речовини – неметали – галогени (VIIA підгрупа), халькогени (VIA підгрупа).

Гідроген пероксид Н2О2.

Оксиди металів у високих ступенях окиснення: хром (VI) оксид CrO3, манган (VII) оксид Mn2O7, плюмбум (IV) оксид PbO2, аргентум (ІІ) оксид Ag2O та їх солі: феруму (ІІІ), ауруму (ІІІ) кобальту (ІІІ), плюмбуму (IV).

Оксигеновмісні кислоти та їх солі: нітратна HNO3 і нітрати, концентрована сульфатна H2SO4, перманганатна HMnO4 і перманганати. Солі кислот хрому (VI) – хромати Ме2CrO4, дихромати Ме2Cr2O7 (Ме – одновалентний метал), оксигеновмісні кислоти хлору – гіпохлоритна HClO, хлоратна HClO3, перхлоратна HClO4.

Анод при електролізі.

Відновники – атоми елементів у таких ступенях окиснення, у яких вони здатні віддавати електрони. Відновну здатність мають нейтральні атоми або молекули, катіони металів, аніони неметалів, складні іони або молекули, що містять елементи у низьких або проміжних ступенях окиснення. До них належать:

Прості речовини – метали.

Прості речовини – неметали: вуглець С, водень Н2, кремній Si.

Гідроген пероксид Н2О2.

Оксиди неметалів: карбон (ІІ) оксид СО, нітроген (ІІ) оксид NO, сульфур (IV) оксид SO2.

Оксигеновмісні кислоти: сульфітна H2SO3, нітритна HNO3, метафосфатна H3PO3 та їх солі.

Безоксигенові кислоти: сульфідна H2S, галогеноводневі HHal та їх солі.

Солі, у яких метали перебувають не у найвищих ступенях окиснення: стануму (ІІ), феруму (ІІ), хрому (ІІІ), мангану (ІІ).

Аміак NH3.

Альдегіди, спирти.

Катод при електролізі.

Цікавою особливістю деяких речовин, зокрема тих, що містять атоми елементів у проміжних ступенях окиснення, є їх дуалістична поведінка в редокс-процесах. Ці речовини, залежно від умов, виявляють відновні або окисні властивості.

Розглянемо молекулу гідроген фториду HF, у якій зв’язок H—F ковалентний полярний. У молекулі HF спільна електронна пара сильно зміщена в бік атома F. Умовно можна вважати, що на атомі H виник частковий позитивний заряд, а на атомі F – частковий негативний. Значення часткових зарядів, залежно від кількості зв’язків між атомами, приймають кратними 1 (1, 2, 3, 4 і т. д.). Якщо електрона пара відтягнута від атома, то вважається, що його ступінь окиснення позитивний (у нашому випадку це атом Н), а якщо зміщена до нього – негативний (атом F). У випадку рівномірного розподілу електронної хмари між атомами (у сполуках з ковалентним неполярним зв’язком) ступінь окиснення усіх атомів у молекулі є нульовим.

Окисно-відновні реакції (ОВР)

- реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до інших

Окисник (Ox) - частинка, що приймає електрони

Відновник (Red) - частинка, що віддає електрони

Класифікація окисно-відновних реакцій

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

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

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

Метод електронного балансу - метод підбору коефіцієнтів в рівняннях ОВР

Метод електронного балансу полягає у послідовному виконанні певних операцій, які розглянемо на конкретному прикладі

Приклад

Підібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновної реакції:

KMnO4 + NaCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

1. Визначити елемент-окисник і елемент-відновник, їх продукти і скласти схему електронного балансу

KMn+7O4 + NaCl- + H2SO4 = Mn+2SO4 + Cl02 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

Ox Red

Mn+7+ 5ē = Mn+2 1/2

Cl- - ē = Cl0 5/10

Коефіцієнти в схемі електронного балансу називають основними

Якщо основні коефіцієнти мають цілий спільний множник, то їх скорочують

Якщо при підстановці основних коефіцієнтів виникає дрібний коефіцієнт, то їх подвоюють

В даному випадку є необхідність подвоєння основних коефіцієнтів, щоб уникнути дрібного коефіцієнту при Cl2

2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

2. Підібрати коефіцієнти до кислотних і основних залишків

2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O

3. Підібрати коефіцієнт до Гідрогену

2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O