Окисно-відновні реакції

КОНТРОЛЬНЕ ЗАВДАННЯ № 2

Окисно-відновними називаються реакції, що супроводжуються зміною ступеня окислювання атомів, що входять до складу речовин, що реагують. Під ступенем окислення (п) розуміють той умовний заряд атома, що обчислюється виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів. Іншими словами: ступінь окислення — це той умовний заряд, що отримав би атом елемента, якщо припустити, що він прийняв або віддав те чи інше число електронів.

Відновна властивість елемента – це здатність віддавати електрони, окисна властивість – приєднувати їх. Окислення завжди супроводжується відновленням та навпаки. Відновники, віддаючи електрони, окислюються, а окисники, приєднуючи їх, відновлюються. Окисно-відновні реакції – це єдність двох протилежних процесів – окислення та відновлення. Окислення приводить до збільшення ступеню окислення відновника, а відновлення – до його пониження у окисника.

Один і той же елемент може виявляти різні властивості: окисні (у високих ступенях окислення), проміжні та відновні (у нижчих ступенях окислення).

Наприклад:

N⁵⁺ (HNO₃) S⁶⁺(H₂SO₄) виявляють тільки окисні властивості,

N⁴⁺ (NO₂) S⁴⁺ (SO₂)

N³⁺ (HNO₂) виявляють окисні та відновні

N²⁺ (NO) S²⁺ (SO) властивості,

N¹⁺ (N₂O)

N⁰ (N₂) S⁰ (S₂, S₈)

N ¹ (NH₂OH) S ¹(H₂S₂)

N ² (N₂H₄)

N ³ (NH₃) S ²(H₂S) виявляють тільки відновні властивості.

При окисно-відновних реакціях валентність атомів може і не змінюватися. Наприклад, в окисно-відновній реакції

Н₂⁰ + CI₂⁰ = =2H⁺С l валентність атомів водню і хлору до і після реакції дорівнює одиниці. Змінився їхній ступень окислення. Валентність визначає число зв'язків, утворених даним атомом, і тому знака не має. Ступінь же окислення має знак як “плюс” так і “мінус”.

Приклад 1. Виходячи зі ступеня окислювання (п) азоту, сірки та марганцю в сполуках NH₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, MnO₂, KМnO₄, визначити, які з них можуть бути тільки відновниками, тільки окислювачами та які виявляють як окисні, так і відновні властивості.

Розв’язання. Ступінь окислення п (N) у зазначених сполуках відповідно дорівнює: – 3 (нижчий), + 3 (проміжний), +5 (вищий); п (S) відповідно дорівнює: – 2 (нижчий), +4 (проміжний), +6 (вищий); п (Мn) відповідно дорівнює: +4 (проміжний), +7 (вищий). Звідки: NH₃, H₂S – тільки відновники; HNO₃, H₂SO₄, КМnO₄ – тільки окислювачі; HNO₂, H₂SO₃, МnO₂ – окислювачі і відновники.

Приклад 2. Чи можуть відбуватися окисно-відновні реакції між такими речовинами: a) H₂S та HI; б) Н₂S та H₂SO₃; в) H₂SO₃ та НСІО₄?

Розв’язання. а) ступінь окислення в H₂S п (S) = -2; у HI п (I) =-1. Тому що і сірка, і іод знаходяться у своєму нижчому ступені окислення, обидві узяті речовини виявляють тільки відновні властивості і взаємодіяти одна з одною не можуть; б) у H₂S п (S) =- 2 (нижчий); у Н₂SO₃ n (S) =+4 (проміжний). Отже, взаємодії цих речовин можливі, причому H₂SO₃ є окислювачем; в) у H₂SO₃ п (S) =+4 (проміжний); у НCIO₄ n (C l) = +7 (вищий). Узяті речовини можуть взаємодіяти. H₂SO₃ у цьому випадку буде виявляти відновні властивості.

Приклад 3. Складіть рівняння окисно-відновної реакції, що проходить за схемою

КМn⁺⁷О₄ + Н₃Р⁺³О₃ + Н₂SO₄→ Мn⁺²SO₄ + H₃P⁺⁵O₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Розв’язання. Якщо в умові задачі дані як початкові сполуки, так і продукти їхньої взаємодії, то написання рівняння реакції зводиться, як правило, до знаходження та розташування коефіцієнтів. Коефіцієнти визначають методом електронного балансу за допомогою електронних рівнянь. Обчислюємо, як змінюють свій ступінь окислення відновник та окислювач, і відображаємо це в електронних рівняннях:

Відновник 5 Р³⁺-2 = Р⁵⁺ процес окислення;

Окислювач 2 Мn⁷⁺ + 5 = Мn²⁺ процес відновлення.

Загальна кількість електронів, відданих відновником, повинна дорівнювати кількості електронів, які приймає окислювач. Загальне найменше кратне для відданих і прийнятих електронів десять. Розділивши це число на 5, одержуємо коефіцієнт 2 для окислювача і продукту його відновлення, а при розподілі 10 на 2 одержуємо коефіцієнт 5 для відновника та продукту його окислення. Коефіцієнт перед речовинами, атоми яких не змінюють свій ступінь окислення, знаходять підбором. Рівняння реакції матиме вигляд

2КMnО₄ + 5Н₃РО₃ + 3Н₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5H₃PO₄ + K₂SO₄ +3H₂O.

Приклад 4. Складіть рівняння реакції взаємодії цинку з концентрованою сірчаною кислотою, з огляду на максимальне відновлення останньої.

Розв’язання. Цинк, як будь-який метал, виявляє тільки відновні властивості. У концентрованій сірчаній кислоті окисну функцію окислювача несе сірка (+6). Максимальне відновлення сірки вказує, що вона отримала мінімальний ступінь окислення. Мінімальний ступінь окислення сірки як р - елемента VIA групи дорівнює -2. Цинк як метал ІІВ групи має постійний ступінь окислення +2. Відображаємо сказане в електронних рівняннях:

Відновник 4 Zn⁰ – 2 = Zn²⁺ процес окислення;

Окисник 1 S⁶⁺ + 8 = S процес відновлення.

Складаємо рівняння реакції:

4Zn + 5H₂SO₄ =4ZnSO₄+ H₂S + 4H₂O.

Перед H₂SO₄ стоїть коефіцієнт 5, а не 1, тому що чотири молекули H₂SO₄ ідуть на зв'язування чотирьох іонів Zn²⁺.

Дата добавления: 2014-12-08