Окисно-відновними називаються реакції, які супроводжуються зміною ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин

Елемент, атоми якого віддають електрони, називається відновником. Під час реакції він окиснюється. Елемент, атоми якого приймають електрони, називається окисником. Під час реакції він відновлюється.

Окисно-відновні властивості речовин визначаються за її хімічною активністю, яка виражається через окисно-відновний (оксред-) потенціал, який буває стандартний Е⁰_Ox/Red і реальний Е_Ox/Red. Реальний окисно-відновний потенціал визначається за рівнянням Нернста:

Е_Ox/Red = Е⁰_Ox/Red + , В

Приклад: Fe³⁺ + 1е ® Fe²⁺

Е_Fe³⁺_/Fe²⁺ = Е⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ +

Значення стандартних окисно-відновних потенціалів дозволяє зробити висновок про можливість перебігу реакції за стандартних і реальних умов: якщо різниця стандартних або реальних окисно-відновних потенціалів(е.р.с.) вихідних речовин реакції позитивна, то можливе проходження реакції в напрямі продуктів реакції.

е.р.с. = Е⁰_Ox - Е⁰ _Red або е.р.с. = Е_Ox - Е _Red

Приклад: Sn²⁺ + 2Fe³⁺ ® Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺

Е⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ = +0,77 В; Е⁰_Sn⁴⁺_/Sn²⁺ = =0,15 В (дані довідника)

ΔЕ⁰ = Е⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ - Е⁰_Sn⁴⁺_/Sn²⁺ = 0,77 В – 0,15В = 0,62 В

Різниця стандартних окисно-відновних потенціалів позитивна, отже реакція проходить у правий бік, тобто в напрямі утворення Sn⁴⁺ і Fe²⁺ -йонів.

Оксред-пара з більшим стандартним окисно-відновним потенціалом є окисником по відношенню до оксред-пари з меншим стандартним окисно-відновним потенціалом.

Наприклад, пара MnO₄^-/Mn²⁺ по відношенню до пари Вr₂/2Вr^- буде окисником, оскільки Е⁰MnO₄^-/Mn²⁺ = +1,52 В, а Е⁰Вr₂/2Вr^- = +1,06 В.

Повнота проходження окисно-відноної реакції в заданому напрямі визначається константою рівноваги окисно-відновного процесу – К_р. Якщо К_р> 1, то реакція проходить у напрямі утворення продуктів реакції. Якщо К_р< 1, реакція не проходить без зміни відповідних умов.

Константа рівноваги окисно-відновної реакції визначається за формулою:

Е⁰_Ox та Е⁰_Red - стандартні електродні потенціали, В.

n - число електронів, що перемістилися (відданих або прийня­тих).

Наприклад, для реакції: Sn²⁺ + 2Fe³⁺ ® Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺

Отже, К_р свідчить про повноту проходження реакції вправо.

Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій використовують метод електронного балансу і метод напівреакцій. В основі методу електронного балансу лежить порівняння ступенів окиснення атомів елементів у вихідних і кінцевих речовинах окисно-відновної реакції.

Складаючи рівняння методом електронного балансу слід пам’ятати, що 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. Визначають ступені окиснення елементів вихідних речовин і продуктів реакції.

K O₄ + H ® KCl + Cl₂ + ­ + H₂O

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

+ 5ē ®

2 – 2ē ®

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

+ 5ē ®
2 – 2ē ®

––––––––––––––––––––––––

2 + 10 ® 2 + 5

 

5. Підбирають коефіцієнти для всіх інших учасників реакції.

2K O₄ + 16H ® 2KCl + 2 Cl₂ + 5 + 8H₂O

Окисно-відновні реакції мають велике значення у практиці аналітичної хімії. Зокрема, вони використовуються у якісному аналізі для виявлення та відокремлення окремих катіонів і аніонів, розчинення різних речовин чи для маскування йонів.

 

Контрольні запитання для самостійної роботи

1. Які хімічні реакції називаються окисно-відновними?

2. Який процес називається окисненням, а який відновленням? Наведіть приклади.

3. Суть методу електронного балансу.

4. Визначте ступінь окиснення елементів. Розставте коефіцієнти в окисно-відновних реакціях методом електронного балансу. Вкажіть процеси окиснення та відновлення, окисник та відновник.

ZnS + O₂ → ZnO + SO₂

KClO₃ + I₂ + H₂O → HIO₃ + KCl

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

5. Окисно-відновні потенціали та їх використання для визначення напряму окисно-відновних реакцій.

6. Визначте можливість перебігу окисно-відновної реакції

2FeCl₃ + SnCl₂ ↔ 2FeCl₂ + SnCl₄

7. Визначте константу рівноваги реакції за стандартних умов

2КВr + Cl₂ ↔ 2КCl + Вr₂

8. Використання окисно-відновних реакцій в якісному аналізі.

9. Відновники та окисники в якісному аналізі.