Окислювально-відновні реакції

Всі процеси неорганічної хімії можна розбити на два типи: а) що йдуть без зміни валентності реагуючих елементів і б) що йдуть із зміною валентності. До першого з них відносяться різні випадки обмінного розкладання, рівняння яких зазвичай дуже прості. До другого типу відносяться реакції витіснення і ряд інших, часто дуже складних хімічних процесів. Для швидкого і правильного складання їх рівнянь необхідно опанувати спеціально розробленої методикою.

Реакції другого типу називаються окисно – відновними або, скорочено (але не цілком точно), реакціями окислення. Спочатку під окисленням розумілося тільки приєднання до речовини кисню, під відновленням – його відібрання. Поняття « окислення » і «відновлення » можна, однак, узагальнити, якщо взяти до уваги, що кисень майже завжди відтягує до себе електрони від з’єднується з ним елемента. Внаслідок цього сутність окислення складається у втраті електронів окислюється речовиною. Навпаки, при відновленні воно отримує назад віддані раніше електрони., Отже, сутність відновлення полягає в приєднанні електронів відновлюються речовиною.

Для подальших міркувань неістотно, чи переходять електрони з одного атома на інший цілком (іонний зв’язок) або ж тільки більш -менш відтягуються (полярна зв’язок). Тому при розборі матеріалу даного параграфа ми будемо говорити про віддачу чи приєднання електронів незалежно від дійсного типу валентної зв’язку. Загалом, отже, окислювально -відновні реакції можна визначити як процеси, пов’язані з переходом електронів від одних атомів до інших.

Розглянемо ряд сполук хлору:

НСl Сl2 Сl2 Про Сl2 О7

У НСl хлор негативно одновалентен. У молекулі Сl2 жоден, з атомів не відтягує електронів більше іншого; отже, заряд кожного з них дорівнює нулю. У Сl2 Про хлор знову одновалентен, але вже позитивно. У Cl2 O7 хлор позитивно семівалентен. Говорячи про перехід хлору зі стану А в стан Г, можна сказати, що він віддає вісім електронів, при переході від В до Г – шість електронів, від Б до Г – сім електронів. Навпаки, при переході від Г до В кожний хлор приєднує шість електронів, від Г до Б – сім електронів, від Г до А – вісім електронів. Речовина, до складу якого входить елемент, що приєднує електрони, називається окислювачем; речовина, що містить елемент, який чи електрони – відновником.

1) Співвідношення між поняттями « відновник” і ” окисник » може бути наочно виражено схемою: відновник < => електрони < => окислювач. Найпростішою окислювально – відновної системою є установка для електролізу (рис. 101). У ній катод віддає іонам електрони, т. е є відновником, а анод їх з іонів знімає, тобто функціонує як окислювач. Слід зазначити, що з усіх наявних у розпорядженні хімії окислювально -відновних методів електроліз є самим потужним і універсальним.

2) При роботах з окислювачами і відновниками зручно користуватися їх нормальними концентраціями. Під нормальним розчином окислювача або відновника розуміють розчин, що містить в літрі один окислювальний еквівалент, тобто частина грам – молекули, що відповідає одному приєднуваному або віддавали кожній молекулою електрону. Наприклад, при застосуванні в якості окислювача НСlO3, що відновлюється, до НСl, валентність хлору змінюється від +5 до -1, тобто один його атом (а отже, і одна молекула НСlO3) приєднує 6 електронів. Тому нормальний розчин НClO3, як окислювача, міститиме в літрі 1/ 6 грам – молекули (а як кислоти – одну грам – молекулу). Усі позначення концентрацій залишаються такими ж, як і при нормальних розчинах кислот і основ (V § 5).

Для складання рівняння окислювально – відновної реакції насамперед необхідно знати хімічні формули вводяться в неї речовин і виходять продуктів. Перші ми, природно, знаємо, другі ж повинні бути встановлені або спеціальним хімічним дослідженням, або прямо на підставі відомих властивостей елементів. Так як, проте, окислювально -відновні процеси протікають зазвичай у водних розчинах, безпосередньо визначити, чи входить вода в реакцію або, навпаки, виходить в її результаті, часто буває неможливо, і це з’ясовується лише в процесі складання рівняння.

Найпростішим прикладом окислювально – відновного процесу може служити будь-яка реакція витіснення (V § 8). Нижче розглядається кілька більш складна реакція взаємодії розчину хлорноватой кислоти з елементарним фосфором.

Дослідження продуктів цієї реакції показує, що в результаті взаємодії утворюються Н3РО4 і НСl. отже:

НСlО3 + Р => Н3 РО4 + НСl (I)

Знайшовши заряди змінюють валентність елементів і надписавши їх над останніми, маємо:

HCl +5 O3 + P0 => H3P +5 O4 + HCl -1 (II)

З рівняння (II) видно, що валентність хлору змінилася від + 5 до -1. Отже, НСlO3 є окіслітелемі одна її молекула (точніше, хлор) в процесі реакції приєднує шість електронів. З іншого боку, валентність фосфору змінилася від 0 до +5. Отже, фосфор є відновником і кожен його атом віддає п’ять електронів. Відзначаючи це під відповідними речовинами.

Речовина, за допомогою якого створюється певне середовище, не завжди входить в остаточне рівняння реакції. Розглянемо, наприклад, наступні випадки окислення допомогою КМnО4 в лужному середовищі:

I SO2 + KMnO4 + КОН => K2 SO4 + МnО2

II S + КМnО4 + КОН => K2 SO4 + MnO2

III H2 S + KMnO4 + КОН => K2 SO4 + MnO2

Після знаходження основних коефіцієнтів і зрівнювання числа атомів, що міняють валентність в процесі реакції, маємо:

3SO2 + 2KMnO4 + КОН => 3K2 SO4 + 2МnО2

S + 2КМnО4 + КОН => K2 SO4 + 2МnОа

3H2 S + 8КМnО4 + КОН => 3K2 SO4 + 8МnО2

Тільки тепер слід приступати до перевірки атомів речовини, що створює певне середовище (поки – без водню і кисню). Зрівняння числа атомів калію дає:

3SO2 + 2KMnO4 + 4KOH => 3K2 SO4 + 2MnO2

S + 2KMnO4 => K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8KMnO4 => 3K2 SO4 + 8MnO2 + 2KOH

Остаточно, після зрівнювання водню і кисню, отримуємо:

3SO2 + 2КМnО4 + 4КОН => 3K2 SO4 + 2МnО2 + 2Н2 Про

S + 2KMnO4 => K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8КМnО4 => 3K2 SO4 + 8МnО2 + 2КОН + 2Н2 Про

Таким чином, з точки зору підбору коефіцієнтів вводиться в систему для створення певного середовища луг або кислота поводиться подібно воді: вона може споживатися при реакції (випадок I), не брати участі в ній (випадок II) або навіть додатково виходити в її результаті (випадок III).

Посилання на основну публікацію