9. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ (ОВР)

9. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ (ОВР)

9.2. Теорія окисно-відновних реакцій

Реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення елементів називають окисно-відновними.

Розглянемо основні положення теорії окисно-відновних реакцій (ОВР).

1. Окиснення (англ. Oxidation) – процес віддачі електронів атомом:

Na – е = Na⁺;                2Cl^– – 2е = Cl₂.

В процесі окиснення ступінь окиснення елемента зростає.

1. Відновлення (англ. Reduсtion) – процес приєднання електронів атомом:

S + 2е = S^–2;                  Fe³⁺ + е = Fe²⁺.

В процесі відновлення ступінь окиснення елемента зменшується.

1. Частинки (атоми, молекули, іони), які віддають електрони називають відновниками і в реакції вони окиснюються. Частинки, які приєднують електрони називають окисниками, в реакції вони відновлюються. Оскільки окисник і відновник входять до складу певних речовин, то ці речовини відповідно називають окисником і відновником.
2. Окиснення завжди супроводжується відновленням і навпаки:

Red₁ – nе → Ox₁

Ox₂ + mе→ Red₂

Окисно-відновні реакції – єдність процесів окиснення і відновлення.

1. Кількість електронів, відданих відновником, завжди дорівнює кількості електронів, прийнятих окисником.

Від англійських назв процесів окиснення і відновлення, окисно-відновні реакції ще називають редокс-реакціями.

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:

1. Прості речовини – неметали – галогени (VIIA підгрупа), халькогени (VIA підгрупа).
2. Гідроген пероксид Н₂О₂.
3. 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).
4. 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.
5. 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:

1. Прості речовини – метали.
2. Прості речовини – неметали: вуглець С, водень Н₂, кремній Si.
3. Гідроген пероксид Н₂О₂.
4. Оксиди неметалів: карбон (ІІ) оксид СО, нітроген (ІІ) оксид NO, сульфур (IV) оксид SO₂.
5. Оксигеновмісні кислоти: сульфітна H₂SO₃, нітритна HNO₃, метафосфатна H₃PO₃ та їх солі.
6. Безоксигенові кислоти: сульфідна H₂S, галогеноводневі HHal та їх солі.
7. Солі, у яких метали перебувають не у найвищих ступенях окиснення: стануму (ІІ), феруму (ІІ), хрому (ІІІ), мангану (ІІ).
8. Аміак NH₃.
9. Альдегіди, спирти.
10. 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.

Так, гідроген пероксид Н₂О₂ виявляє відновні властивості при дії сильного окисника – калій перманганату KMnO₄:

5H₂O^–1₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5O⁰₂ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Однак, Н₂О₂ виявляє властивості окисника при взаємодії з типовими відновниками:

2KI^–1 + H₂O^–1₂ + H₂SO₄ = I⁰₂ + K₂SO₄ + 2H₂O^–2.

Іншим прикладом є нітрит-іон NO₂^–:

2HN⁺³O₂ + 2HI^–1 = I⁰₂ + 2N⁺²O + 2H₂O

5KN⁺³O₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5KN⁺⁵O₃ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Нітрит-іон NO₂^– є окисником у реакції з НІ і відновником – з KMnO₄.

Окрім зазначених речовин, таку здатність мають сульфіт-іон SO₃^2–, манган (IV) оксид MnO₂ та деякі інші.