Друкувати цей розділДрукувати цей розділ

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 → Ox1

Ox2 + → 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 SO32–, манган (IV) оксид MnO2 та деякі інші.