ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ — реакції­, які супроводжуються переходом електронів від одних атомів, молекул або іонів до інших при зміні ступеня окиснення елементів­. Речовину, що містить елемент, який віддає електрони, називають відновником. Процес віддачі електронів, при якому ступінь окиснення елемента зростає, називають окисненням. Речовину, що містить елемент, який приєднує електрони, називають окисником. Процес приєднання­ електронів називають відновленням. При відновленні ступінь окиснення елемента знижується. Ступінь окиснення елемента — це той електричний заряд атома цього елемента у сполуці, який розраховується, виходячи з припущення, що сполука складається з іонів. Або це той умовний заряд, який мав би атом елемента у сполуці при повному переході електронних пар, які утворюють зв’язок, до більш електронегативних атомів. Процеси окиснення та відновлення проходять одночасно і загальне число електронів, відданих відновником, дорів­нює числу електронів, прийнятих окисником. У загальному­ вигляді О.-в.р. можна­ записати так: A^m + B^p → A^m-n + B^p+n, де: відновник: A^m — nē ↔ A^m-n — процес окиснення відновника; окисник: В^р + nē ↔ B^p+n — процес відновлення окисника.

Здатність атомів елементів утримувати власні електрони і приєднувати нові характеризу­ється значенням відносної електронегативності атома (χ). Елементи-окисники мають­ велике значення χ (3,5–4,0), елементи-відновники — χ ≤ 1, елементи, які мають окисно-відновну двоїстість, значення χ≈2. Таким чином, оскільки окисно-відновна активність простих речовин залежить від електронної конфігурації їх атомів, вона змінює­ться періодично від відновної у лужних металів до окисної у галогенів. У головних підгрупах окисна здатність елементів зменшується. Отже, найбільш сильним окисником є F, а відновником — Fr. У хімічних сполуках елементи мають різний ступінь окиснення. Сполуки, в яких елемент знаходиться у вищому ступені окислення, виявляють лише окисні властивості (віддані всі валентні електрони). Сполуки, в яких елемент знаходиться у нижчому ступені окиснення, виявляють лише відновні властивості (немає вільних орбіталей валентного рівня). Сполуки, в яких елемент знаходиться у проміжному ступені окиснення, виявляють окисно-відновну двоїс­тість. У металів значення χ незначне, тому всі метали у вільному­ стані­ виявляють лише відновні властивості. А для неметалів у вільному стані характерна окисно-відновна двоїстість (крім F), оскільки­ вони знаходяться на проміжному ступені окиснення, і значення χ у них досить велике. На перебіг О.-в.р. впливають: рН середовища, температура, концентрації речовин, наявність ката­лізатора, співвідношення сили окисника і відновника, а для реакцій, що проходять у газовій фазі, — тиск. Розрізняють три типи О.-в.р. Міжмолекулярними називають реакції, в яких елементи, що змінюють ступені окиснення, знаходяться у складі різних молекул:

2KBr^–1 + Cl⁰₂ → Br⁰₂ + 2KCl^–1

відновник окисник

До цього типу належать і такі реакції, в яких у відновника та окисника атоми, які змінюють ступінь окиснення, є атоми одного і того ж елемента в різних ступенях окиснення:

_{–2 +4 0}

2H₂S + H₂SO₃ → 3S + 3H₂O

відновник окисник

У таких випадках унаслідок результатів­ реак­ції утворюється сполука цього елемента­ зі ступенем його окиснення, проміжним між відновником та окисником. Внутрішньо­молекулярними називають реа­кції, в яких ступінь окиснення змінюють два елементи, які входять до складу однієї молекули, але це або різні атоми, або атоми одного елемента з різними ступенями окиснення:

_{– 3 +6 0 +3}

(NH₄)₂Cr₂O₇→N₂+Cr₂O₃+4H₂O

(N^-3 – відновник, Cr⁺⁶ — окисник)

_{– 3 +3 0}

NH₄NO₂→N₂+2H₂O

(N^-3 — відновник, N⁺³ — окисник)

Реакції диспропорціювання (дисмутації) — реакції, внаслідок яких одночасно підвищує­ться і знижується ступінь окиснення атомів одного елемента. У цьому разі він одночасно виконує роль і відновника, і окисника.

2Н₂О^–1₂ → 2Н₂О ^{– 2} + О⁰₂.

Для складання рівнянь О.-в.р. необхідно­ знати емпіричні формули вихідних речовин і продуктів реакції, які визначають експериментально чи на основі властивостей елемен­тів. При написанні таких рівнянь слід дотримуватися законів збереження маси речовини та збереження заряду. У рівняннях О.-в.р. прийнято спочатку записува­ти відновник, далі окисник і потім речовину, яка зумов­лює середовище. Відповідно у продуктах реакції спочатку записують продукт окиснення відновника, далі — продукт відновлення окисника, а потім інші продукти реакції. Для визначення коефіцієнтів у рівняннях О.-в.р. використовують два методи. Метод електронного балансу: універсальний, який застосовується для всіх реакцій в усіх агрегатних станах. Він ґрунтується на обліку зміни ступенів окиснення­ елементів вихідних речовин і продуктів реак­ції. Користуючись цим методом, спочат­ку записують схему реакції, напр.:

_{–1 –1 0 –2}

KІ + H₂О₂ → І₂ + KOH,

а потім розраховують ступені окиснення­ всіх елементів, знаходять окисник та віднов­ник і записують над ними ступені окиснення атомів, що їх змінили. Записують елект­ронні схеми, які відображають процеси відновлення та окиснення:

 

Оскільки кількість електронів, відданих відновником, має дорівнювати кількості елект­ронів, приєднаних окисником, знаходять найпростіше співвідношення кількості­ відновника та окисника, що задовольняє цю умову (у цьому разі 1 — для відновника­ і 2 — для окисника). Їх записують праворуч від електронних схем — це множники, на які слід помножити кожну напівреакцію, щоб зрівняти числа електронів у О.-в.р. Після цього розставляють ці коефіцієнти у рівняння реакції:

2KІ + H₂О₂ → І₂ + 2KOH

Потім, якщо це необхідно, знаходять коефі­цієнти для інших речовин: спочатку зрівню­ють усі катіони, крім Н⁺, далі аніони, потім кількість Н⁺. Перевіряють правильність, зрівнюючи кількість атомів Оксигену ліворуч і праворуч у рівнянні. Якщо кількість елементів, які змінюють ступінь окиснення­, більша двох, то розраховують загальну кількість електронів, відданих відновниками і приєднаних окисниками:

 

Іонно-електронний метод (метод напівреак­цій) застосовується для визначення коефіцієнтів у рівняннях О.-в.р., які пере­бігають у розчинах або розплавах. Згідно з цим методом враховують взаємодію молекул та іонів, які реально існують у середовищі. Проце­си окиснення та відновлення запису­ють у вигляді іонних напівреакцій, врахо­вуючи дисоціацію речовин. За цим мето­дом спочатку записують схему реакції, знаходять окисник та відновник і записують над атомами їх покажчики окиснення, що змінили ступені:

H₂S^–2 + K₂Cr⁺⁶₂ O₇ + H₂SO₄ → S⁰ + Cr⁺³₂ (SO₄)₃ +…

Складають іонну схему реакції:

H₂S + Cr₂O^2-₇ + Н⁺ → S + Cr³⁺ + Н₂О

Потім складають рівняння напівреакцій. У кислому середовищі надлишкові атоми Оксигену зв’язують Н⁺ — на кожний надлишковий атом Оксигену додають два Н⁺, а в другу частину рівняння — відповідну кількість Н₂О. Так само, як і в методі елект­ронного балансу, знаходять коефіцієнти в О.-в.р.:

H₂S — 2ē S + 2H⁺ 3

 

Скорочують однакові іони та молекули праворуч і ліворуч у повному іонному рівнянні реакції окисно-відновної реакції.

Скорочене іонне рівняння реакції має виг­ляд:

3H₂S+ Cr₂O^2-₇ +8H⁺ → 3S+2Cr³⁺+7 Н₂О

На його основі записують молекулярне рівняння, підбираючи для катіонів аніони, які знаходяться у розчині, і навпаки:

3H₂S + К₂Cr₂O₇ + 4H₂SО₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + К₂SO₄ + 7 Н₂О.

Для О.-в.р., які відбуваються у лужному чи нейтральному середовищі, надлишкові­ атоми Оксигену зв’язують Н₂О — на кожний надлишковий атом Оксигену додають молекулу Н₂О, а у протилежний бік рівняння — вдвічі більшу кількість ОН^–:

 

Кількісною характеристикою окиснювальної чи відновної властивості різних речовин є окисно-відновний потенціал, який характе­ризує прагнення цього окисника­ приєднувати електрони, а відновника — їх віддавати. Користуючись величинами стандартних окисно-відновних потенціалів (Е⁰), значення яких наведені в довідкових таблицях, можна визначити напрямок О.-в.р. Головною умовою їх перебігу є додатне значення електрорушійної сили (ЕРС) О.-в.р. Для її обчислення від величини Е⁰ окисника віднімають величину Е⁰відновника:

ЕРС = Е⁰_окисн – Е⁰_{відновн}

Типовими О.-в.р. є реакції клітинного дихання, фотосинтезу, реакції горіння та інші важливі природні та технічні процеси.