Тема 8 окисно-відновні реакції

Реакції, що відбуваються із зміною ступеня окиснення як мінімум у двох атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними.

Або, це реакції, при яких відбувається перехід електронів від одних атомів, молекул або йонів до інших. В окисно-відновних процесах завжди є частинки, що віддають електро-ни, та частинки, що їх приймають.

8.1. Типові окисники

О кисники − це частинки, які приймають електрони; в ході реакції окисники відновлюються, при цьому ступінь окис-нення зменшується. Окисниками можуть бути атоми, які мають максимальний або проміжний ступінь окиснення. Макси-мальний ступінь окиснення визначається номером групи, в якій знаходиться елемент. У всіх простих речовин ступінь окис-нення дорівнює нулю. Для неметалічних елементів такий ступінь окиснення є проміжним. Найчастіше типовими окисниками виступають: неметали, катіони металів у вищих ступенях окис-

нення, H₂O₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, HNO₃, H₂SO₄(розб.),

H₂SO₄(конц.), NO₂.

8.2.  Типові відновники

Відновники − це частинки, які віддають електрони; в ході реакції відновники окиснюються, при цьому ступінь окис-нення підвищується. Відновниками можуть бути атоми, які мають мінімальний або проміжний ступінь окиснення.

М інімальний ступінь окиснення визначається за прави-лом: номер групи мінус 8, в якій знаходиться елемент. Типовими відновниками є: водень, метали, катіони металів у проміжному ступені окиснення, наприклад:

Н

+2

₂, Zn, КI, H₂S, NH₃, HCl, H₂O₂, N₂O₃, FeSO₄

Рекомендуємо запам’ятати:

1. Поводження манґанат-іону в різних середовищах:

MnSO₄ (безбарвний)

KMnO₄ MnO₂ (бурий)

К₂MnO₄ (зелений)

2. а) У розчинах Сr(VI) існує рівновага:

+6

+6

2 Cr₂O₇²⁻ + H₂O 2CrO₄²⁻ + 2H¹⁺

дихромат-іон хромат-іон

стійкий при стійкий при

рН < 7 pH > 7

Застосувавши принцип Ле Шательє легко встановити, що в кислому середовищі стійким є Сr₂O₇²⁻-іон, у лужному − СrO₄²⁻.

б) Поводження хрому(VІ) в різних середовищах:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(VІ) Cr(OH)₃

Cr(OH)₃ + KOH = KCrO₂ + 2H₂O

3. Нітратна кислота HNO₃ виступає окисником за рахунок NO₃¹⁻-іону, тому при взаємодії HNO₃ з металами водень ніколи не виділяється. HNO₃ може відновлюватись до таких сполук:

H NO₃ ® NO₂ ® N₂O₃ ® NO ® N₂O ® N₂ ® NH₃

Процес відновлення йде глибше за умов:

а) наростання активності металу;

б) наростання розбавленості кислоти.

Нітратна кислота концентрована пасивує такі метали: залізо, алюміній, хром, а також не вступає у взаємодію з благородними металами.

4

+1

+2

о

о

. Розбавлена сульфатна кислота H₂SO₄ при взаємодії з металами виступає в ролі окисника за рахунок Н¹⁺-іонів. Тому така взаємодія можлива лише з металами, що мають негативне значення стандартного окисно-відновного потен-ціалу, тобто стоять лівіше Гідрогену в “Електрохімічному ряді напруг металів. Реакція протікає за схемою:

Zn + H₂SO_{4 розб.}= ZnSO₄ + H₂ 

К

+2

+4

онцентрована сульфатна кислота (Н₂SО₄) при взаємодії з усіма металами виступає в ролі окисника за рахунок SO₄²⁻-іону. Процес відбувається у відповідності до наведених схем:

CuSO₄ + SO₂ + H₂O

о

+6

+2

+2

о

−2

Cu + H₂SO₄ CuSO₄ + S + H₂O

CuSO₄ + H₂S + H₂O

Концентрована сульфатна кислота не реагує з залізом та свинцем.