Окисно-відновні реакції. Процеси окиснення, відновлення, окисники, відновники.

Процеси окиснення, відновлення, окисники, відновники. Окисно-відновні реакції.

Окисно-відновні реакції (ОВР) – це реакції підчас котрих відбувається перерозподіл електронів між атомами різних елементів, що призводить до зміни їхніх ступенів окиснення.

red-ox. Термін "red-ox" є скороченням від англійських слів "reduction" (відновлення) та "oxidation" (окиснення). Він широко використовується в хімії для позначення окисно-відновних реакцій. Цей термін зручний, оскільки він коротко і лаконічно відображає суть процесів, що відбуваються в таких реакціях.

Ступінь окиснення: Умовний заряд атома в сполуці, обчислений за певними правилами. Він може бути додатним, від’ємним або дорівнювати нулю (у простих речовинах).

Окиснення(red): Процес віддачі електронів атомом. При цьому ступінь окиснення атома збільшується. Відновлення(ox): Процес приєднання електронів атомом. Ступінь окиснення атома зменшується. Окисник: Речовина, яка приймає електрони і при цьому відновлюється. Відновник: Речовина, яка віддає електрони і при цьому окислюється.

Типові окисники: Галогени: Фтор (F₂), хлор (Cl₂), бром (Br₂), йод (I₂). Оксиген: Оксиген (O₂), озон (O₃). Сполуки з високим ступенем окиснення центрального атома: Перманганат калію (KMn. O₄)Дихромат калію (K₂Cr₂O₇)Нітратна кислота (HNO₃)Концентрована сульфатна кислота (H₂SO₄)Перекис водню (H₂O₂)Деякі метали в високих ступенях окиснення: Хром (VI) в хроматах і дихроматах. Манган (VII) в перманганаті

Типові відновники: Метали: Натрій (Na), магній (Mg), алюміній (Al), залізо (Fe) та інші. Водень: Молекулярний водень (H₂)Карбон: Вугілля (C), чадний газ (CO)Сполуки Гідрогену з неметалами: Сірководень (H₂S), йодистоводнева кислота (HI)Амоніак (NH₃)Метали в низьких ступенях окиснення: Залізо (II)

Важливо пам'ятати: Один і той же елемент може виступати як окисником, так і відновником залежно від умов реакції. Наприклад, хлор може окиснювати метали, але сам може відновлюватися іншими сильними окисниками. Сила окисника або відновника залежить від багатьох факторів: Природа речовини. Концентрація. Температура. Середовище реакції (кисле, лужне, нейтральне)

Характерні ознаки ОВР: Зміна ступенів окиснення. Одночасність процесів окиснення і відновлення. Перерозподіл електронів.

Значення ОВР: Дихання. Корозія металів. Виробництво металів. Електрохімія

Приклади застосування ОВР: Електрохімія. Металургія. Біологія. Промисловість.

Zn + 2 HCl → Zn. Cl₂ + H₂Окиснення: Це процес віддачі електронів. В нашій реакції цинк (Zn) віддає 2 електрони, перетворюючись на катіон цинку (Zn²⁺). Отже, цинк є відновником. Відновлення: Це процес приєднання електронів. В цій реакції іони водню (H⁺) з хлоридної кислоти приймають по одному електрону кожен, утворюючи молекулярний водень (H₂). Тобто, іони водню є окисником.

Zn + 2 HCl → Zn. Cl₂ + H₂Цинк (Zn): Будучи металом, цинк має тенденцію віддавати електрони, щоб досягти стабільної електронної конфігурації. Тому він легко окиснюється.Іони водню (H⁺): Вони прагнуть приєднати електрони, щоб утворити нейтральні атоми водню. Це типове для неметалів, які зазвичай є окисниками.

Важливо: Окисник завжди приймає електрони і при цьому відновлюється. Відновник завжди віддає електрони і при цьому окиснюється.

2 KMn. O₄+16 HCl→2 KCl+2 Mn. Cl₂+5 Cl₂ +8 H₂OУ цій реакції атом марганцю в іоні Mn. O₄⁻ має ступінь окиснення +7, а в іоні Mn²⁺ – +2. Тобто, один атом марганцю приймає 5 електронів. Атом хлору в хлоридній кислоті має ступінь окиснення -1, а в молекулі хлору – 0. Тобто, два іони хлору віддають по одному електрону кожен (всього 2 електрони).

2 KMn. O₄+16 HCl→2 KCl+2 Mn. Cl₂+5 Cl₂+8 H₂OДля зрівняння кількості відданих і прийнятих електронів, перед KMn. O₄ ставимо коефіцієнт 2, а перед Cl₂ – 5.

Класифікація ОВРЗа характером процесу: Прямі ОВР: Реакції, в яких окиснення і відновлення відбуваються безпосередньо між контактуючими речовинами. Приклад: 2 Mg + O₂ → 2 Mg. OНепрямі ОВР: Реакції, в яких окиснення і відновлення відбуваються через проміжні носії електронів (наприклад, в електрохімічних системах). Приклад: Робота гальванічного елемента.

За розміщенням у молекулах елементів що змінюють ступінь окиснення:1. Міжмолекулярні ОВР2. Внутрішньомолекулярні ОВР3. Диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення)

1. Міжмолекулярні ОВРПриклад 1: Взаємодія металу з кислотою. Zn + 2 HCl → Zn. Cl₂ + H₂Цинк (Zn) віддає електрони (окиснюється), а іони водню (H⁺) приймають електрони (відновлюються). Приклад 2: Горіння металу2 Mg + O₂ → 2 Mg. OМагній у простій речовині має ступінь окиснення ноль (Mg) віддає електрони і у оксиді вже має +2 , а Оксиген кисню (O₂) має ступінь окиснення ноль приймає електрони і отримує ступінь -2 у оксиді.

2. Внутрішньомолекулярні ОВРПриклад: Розклад амонію нітриту NH₄NO₂ → N₂ + 2 H₂OВ амоній нітриті азот має різні ступені окиснення (+3 в нітрит-іоні і -3 в амоній-іоні). Під час розкладу відбувається перерозподіл електронів між атомами азоту. В азоті ступінь окиснення у нітрогена нуль, тому що проста речовина.

3. Диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення)Приклад 1: Диспропорціонування хлору в лужному середовищіCl₂ + 2 Na. OH → Na. Cl + Na. Cl. O + H₂OМолекулярний хлор де ступінь окиснення нуль одночасно відновлюється до хлорид-іону (Cl⁻) -1 і окислюється до гіпохлориту (Cl. O⁻) де хлор має ступінь окиснення +1. Тобто один атом від нуля відає один електрон, котрий приймає інший атом у молекулі хлору. Приклад 2: Диспропорціонування оксиду азоту (II)3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NOАзот в NO₂ де його ступінь окиснення +5 одночасно окислюється до нітратної кислоти (HNO₃) де нітроген має ступінь окиснення +5 і відновлюється до оксиду азоту (NO), де Нітроген має ступінь окиснення +2.

Дякуюза увагу!