Класифікація окисно-відновних реакцій

1. Міжмолекулярні окисно-відновні реакції. Окисник і відновник знаходяться в різних речовинах; обмін електронами в цих реакціях відбувається між різними атомами чи молекулами:

+ ® S – відновник; O₂ – окисник.

+ ® +CO – відновник; Cu – окисник.

+ 2HCl ® Cl₂ + Zn – відновник; HСl – окисник.

O₂ + 2K+ 2H₂SO₄ ® + K₂SO₄ + SO₄ + 2H₂O

KI – відновник; MnO₂ – окисник.

 Сюди ж відносяться реакції між речовинами, у яких атоми того самого елемента мають різні ступені окиснення

2H₂+ H₂O₃ ® 3+ 3H₂O – відновник;– окисник.

2. Внутрімолекулярні окисно-відновні реакції.  У внутрімолекулярних реакціях окисник і відновник знаходяться в одній і тій же молекулі. Внутрімолекулярні реакції протікають, як правило, при термічному розкладі речовин, що містять окисник і відновник.

 2KO₃^–2 ® 2K+ 3;– окисник;– відновник.

H₄O₃ –^t°® O + 2H₂O; – окисник; – відновник.

Pb()₂®2PbO + 4O₂ + ; – окисник; – відновник.

3. Диспропорціонуванння (самоокиснення-само-відновлення) – окисно-відновна реакція, у якій один елемент одночасно підвищує і знижує ступінь окиснення.

+ 2KOH ® KO + K+ H₂O;

3K₂O₄ + 2H₂O ® 2KO₄ + O₂ + 4KOH;

3HO₂ ® HO₃ + 2O­ + H₂O;

2O₂ + 2KOH ® KO₃ + KO₂ + H₂O.

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

A. Електронний баланс – метод знаходження коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій, у якому розглядається обмін електронами між атомами елементів, що змінюють свій ступінь окиснення. Кількість електронів, відданих відновником, дорівнює кількості електронів, одержаних окисником.

Рівняння складається в кілька стадій:

1. Записують схему реакції.

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2. Проставляють ступені окиснення над знаками елементів, що міняються.

KO₄ + H ® KCl + Cl₂ + ­ + H₂O

3. Виділяють елементи, що змінюють ступені окиснення, і визначають число електронів, придбаних окисником і відданих відновником.

+ 5ē ®

2 – 2ē ®

4. Зрівнюють число придбаних і відданих електронів, установлюючи тим самим коефіцієнти для сполук, у яких присутні елементи, що змінюють ступінь окиснення.

+ 5ē ®	2
2 – 2ē ®	5

––––––––––––––––––––––––

2+ 10 ® 2+ 5

5. Підбирають коефіцієнти для всіх інших учасників реакції.

2KO₄ + 16H® 2KCl + 2Cl₂ + 5 + 8H₂O

B. Електронно-йонний баланс (метод напівреакцій) – метод знаходження коефіцієнтів, у якому розглядається обмін електронами між йонами в розчині з урахуванням характеру середовища:

2Cl– – 2ē ®	Cl20		5
MnO4– + 8H+	+ 5ē ®	Mn2+ + 4H2O	2

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^– + 2MnO₄^– + 16H⁺ ® 5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для зрівняння йонної напівреакції використовують H⁺, OH^– чи воду).

Хімічні джерела енергії

Гальванічний елемент – пристрій, в якому хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється на електричну. Гальванічний елемент складається із двох електродів – анода і катода, занурених у розчин або розплав електроліту, електролітичного ключа (сольовий місток) і зовнішньої схеми (металічні провідники та вимірювач напруги чи сили струму).

У гальванічних елементах окисно-відновні реакції протікають на поверхні електродів. Процеси окиснення і відновлення просторово розділені. Окиснення протікає на аноді, відновлення – на катоді. У гальванічному елементі анодом є електрод, потенціал якого менший, ніж потенціал катода. Анод має заряд “–“, катод – заряд “+”.

Величина електродного потенціалу для металічних електродів залежить від природи металу, концентрації його йонів у розчині електроліту та температури і обчислюється за рівнянням Нернста:

φ = φ⁰ +

де φ⁰ – стандартний електродний потенціал, В; R – універсальна газова стала, R = 8,314 Дж/(К·моль); T – абсолютна температура, К; z – заряд йону металу; F – стала Фарадея, F = 96485 Кл/моль; c_Ме^z+ – молярна концентрація йонів металу в розчині, моль/л. При Т = 298 К рівняння Нернста має вигляд:

φ = φ⁰ +

Електрорушійна сила (ЕРС) процесу для гальванічного елементу визначається як різниця між потенціалами катода φ_к і анода φ_а:

ЕРС = φ_к – φ_а

Прикладом гальванічного елемента є мідно-цинковий елемент Данієля-Якобі, що складається з цинкової та мідної пластинок, занурених в розчини цинк сульфату і купрум(ІІ) сульфату з молярними концентраціями 1 моль/л (рис. 1).

Рис. 1. Схема гальванічного елемента Данієля-Якобі

Цинковий електрод є анодом, на якому проходить окиснення цинку:

Zn^o = Zn²⁺ + 2ē.

Мідний електрод – катод, на якому проходить відновлення йонів Купруму з розчину:

Cu²⁺ + 2ē = Cu^o

Сумарне рівняння процесу в йонному вигляді:

Zn^o + Cu²⁺ = Cu^o + Zn²⁺,

або в молекулярній формі:

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Схематичний запис гальванічного елемента:

Анод (–) Zn ZnSO₄  CuSO₄ Cu (+) Катод

За стандартних умов та при концентраціях електролітів 1 моль/л ЕРС гальванічного елемента:

= 0,345 – (–0,763) = 1,108 В.

(= 0,345 В,= –0,763 В (додаток 1)).

При роботі гальванічного елемента електрохімічна система з найбільшим значенням електродного потенціалу є окисником, а з найменшим – відновником. Таким чином, порівнюючи електродні потенціали відповідних систем можливо визначити напрямок протікання реакції від більшого к меньшому електродному потенціалу. Як і при інших самодовільних процесах, реакція, що протікає в гальванічному елементі, супроводжується зменьшенням енергії Гіббса.