Окисно - відновні реакції

Характеристика окисно-відновних реакцій

Теорія:

Окисно-відновні реакції (ОВР) — це реакції, в яких відбувається зміна ступенів окиснення атомів елементів.

В ОВР відбувається перехід електронів від одних атомів до інших, одночасно протікають два протилежні процеси: окиснення і відновлення.

Окиснення  — процес віддачі електронів.

Елемент, який віддає електрони — відновник.

Окиснення:

N+1−4e−→N+5;

2O−2−4e−→O02;

C−4−6e−→C+2,

N+1,  O−2,  C−4 — відновники.

Відновлення — процес прийняття електронів.

Елемент, що приймає електрони — окисник.

Відновлення:

S+6+2e−→S+4;

N02+6e−→2N−3;

Cl+1+2e−→Cl−1;

S+6,  N02,  Cl+1 — окисники.

Зверни увагу!

В ОВР відновник окиснюється, а окисник відновлюється.

Сумарний заряд усіх частинок, що беруть участь в окисно-відновній реакції, не змінюється. У схемах процесів окиснення і відновлення суми зарядів зліва і справа рівні. Наприклад:

N−3−5e−→N+2(−3)−5⋅(−1)=+2−3+5=+2+2=+2.

Зверни увагу!

Під час протіканні ОВР ступінь окиснення відновника підвищується, а ступінь окиснення окисника понижується.

Окисно-відновні реакції є найпоширенішими у природі і на виробництві. У природі — це фотосинтез, дихання, бродіння, гниття. У промисловості їх використовують для отримання металів, добрив. У повсякденному житті ми спостерігаємо горіння палива, іржавіння заліза та інші реакції.

Окисно-відновні процеси

Теорія:

Для того щоб визначити, чи є реакція окисно-відновною, потрібно:

• вказати ступінь окиснення усіх елементів у вихідних речовинах і продуктах реакції;

• порівняти ступені окиснення кожного елемента у вихідних речовинах і у продуктах.

Приклад:

визначимо, чи є реакція окисно-відновною:

H2O+SO2=H2SO3.

Розставимо ступені окиснення:

H+12O−2+S+4O−22=H+12S+4O−23.

Жоден з елементів не змінив ступінь окиснення. Отже, реакція не відноситься до окисно-відновних.

Розглянемо реакцію цинку з соляною кислотою:

Zn+2HCl=ZnCl2+H2.

Вкажемо ступені окиснення:

Zn0+2H+1Cl−1=Zn+2Cl−12+H02.

Змінилися ступені окиснення Цинку і Гідрогену, отже, реакція є окисно-відновною.

Знайдемо у реакції взаємодії цинку з хлоридною кислотою окисник і відновник, визначимо процеси відновлення і окиснення і число електронів, яке переміщається від відновника до окисника.

Приклад:

Складемо схеми окиснення і відновлення:

Zn0−2e−→Zn+2 — окиснення;

відновник

2H+1+2e−→H02 — відновлення.

окисник

Електрони в реакціях не зникають і не з'являються. Тому число електронів, які віддає відновник, завжди дорівнює числу електронів, які приймає окисник. У реакції атом Цинку віддає 2 електрони двом атомам Гідрогену:

Найважливіші окисники та відновники

Теорія:

Атоми з мінімальними значеннями ступенів окиснення можуть бути тільки відновниками.

Атоми з максимальними значеннями ступенів окиснення можуть бути тільки окисниками.

Атоми з проміжними значеннями ступенів окиснення можуть бути і окисниками, і відновниками.

Приклад:

атоми Сульфуру зі ступенем окиснення –2 в окисно-відновних реакціях завжди є відновниками (H2S).

Атоми Сульфуру зі ступенем окиснення +6 можуть бути лише окисниками (H2SO4).

Якщо ступінь окиснення Сульфуру +4, то його атоми можуть проявляти як окисні, так і відновні властивості (SO2).

Найважливіші відновники:

• метали;

• водень H2;

• вугілля C;

• Карбон(II) оксид CO;

• гідроген сульфід (сірководень) H2S, сульфіди K2S;

• сполуки Гідрогену з галогенами HI, HBr;

• амоніак NH3.

Найважливіші окисники:

• галогени F2, Cl2;

• кисень O2, озон O3;

• сполуки Мангану KMnO4;

• нітратна кислота HNO3, та її солі KNO3;

• концентрована сульфатна кислота H2SO4;

• йони металів.