Тема: "Окисно-відновні реакції".

Ціль: сформувати поняття про окисно-відновні реакції, навчитися визначати окисно-відновні реакції серед інших, визначати окисник, відновник.

Подивись відео, вивчи теорію.

Відео від Т. Черепня.

Окисно-відновні реакції

Окиснення й відновлення — протилежні хімічні процеси

У 7 класі ви вже ознайомилися з реакціями окиснення. Ми розглядали їх як реакції речовин із киснем з утворенням оксидів. Тобто можна сказати, що окиснення — це процес приєднання речовиною атомів Оксигену (мал. 15.1, а).

Разом з окисненням у природі відбувається протилежний процес, що супроводжується віддачею речовиною атомів Оксигену. Цей процес називають відновленням. На прикладі реакції відновлення міді (мал. 15.1, б) стає зрозумілою назва цього процесу: оскільки з чорного купрум(II) оксиду отримали блискучий метал, то було логічно назвати цей процес відновленням металу.

Мал. 15.1. Реакції окиснення (а) та відновлення (б) міді

Зверніть увагу: Купрум віддає атоми Оксигену й відновлюється, але одночасно атоми Гідрогену сполучаються з атомами Оксигену й окиснюються (мал. 15.1, б).

Отже, процеси окиснення й відновлення — це протилежні взаємопов’язані процеси: відновлення завжди супроводжується окисненням, і навпаки. Тому використовують термін окисно-відновні реакції (скорочено ОВР).

Електронна природа окисно-відновних реакцій

Із розвитком хімії вчені виявили електронну природу процесів окиснення й відновлення. Одним із перших електронну теорію окисно-відновних процесів запропонував наш співвітчизник Л. В. Писаржевський. Він зіставив процеси окиснення й відновлення зі зміною ступенів окиснення елементів унаслідок переходу електронів від атомів одних елементів до інших.

Реакції, у яких хоча б один хімічний елемент змінює свій ступінь окиснення, називають окисно-відновними.

Розгляньмо знову реакцію окиснення міді, але цього разу звернемо увагу на ступені окиснення елементів реагентів та продуктів реакції:

Отже, з позиції електронної теорії окисно-відновних реакцій:

Окиснення — це процес віддачі електронів атомом (йоном) з підвищенням ступеня окиснення.

У цій реакції Оксиген знижує свій ступінь окиснення від 0 до -2. Для цього атоми Оксигену мають прийняти по 2 електрони:

У такий спосіб атоми Оксигену доповнюють (відновлюють) свою електронну оболонку, тому з позиції електронної теорії окисно-відновних реакцій:

Відновлення — це процес приєднання електронів атомом (йоном) зі зниженням ступеня окиснення.

Елемент, що віддає електрони й тим самим підвищує свій ступінь окиснення, називають відновником. Речовину, що містить елемент-відновник, також називають відновником. Оскільки відновник під час реакції віддає електрони, то сам він при цьому окиснюється.

Відновник — це частинка (молекула, атом або йон), що віддає електрони.

У реакції міді з киснем атоми Купруму окиснюються, оскільки віддають електрони, але вони в цій реакції є відновниками, оскільки віддають електрони і відновлюють атоми Оксигену.

Елемент, що приєднує електрони, а також речовину, у складі якої він міститься, називають окисником. Оскільки окисник під час реакції приєднує електрони, то сам він при цьому відновлюється.

Окисник — це частинка (молекула, атом або йон), що приєднує електрони.

У реакції, що ми розглянули, Оксиген відновлюється, оскільки приєднує електрони, але одночасно він є окисником і окиснює Купрум.

У загальному випадку всі визначення, що ми розглянули в цьому підрозділі, можна представити схемою:

Розгляньмо реакцію хлоридної кислоти з лугом:

Значення окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції мають велике значення в природі та практичній діяльності людини. Вони є основою багатьох процесів життєдіяльності живих організмів. У промисловості окисно-відновні реакції — один з головних методів добування нових речовин, зокрема металів, а також у виробництві кислот, ліків, барвників тощо.

Значення ОВР у природі

Фотосинтез — це окисно-відновна реакція, що забезпечує життя на планеті. Під дією світла в зелених рослинах відбувається процес, який можна описати сумарним рівнянням: 6СO₂ + 6Н₂O = С₆Н₁₂O₆ + 6O₂↑. Окисником тут є вуглекислий газ, а відновником — атоми Оксигену у складі води.

Обмін речовин і енергії в клітинах відбувається в ході численних окисно-відновних реакцій. Процеси дихання, травлення — усе це ланцюги ОВР. Перетворення енергії, що звільняється під час ОВР, на енергію хімічних зв’язків молекул АТФ відбувається в мітохондріях.

Будь-яка реакція горіння є окисно-відновною. Із давніх-давен горіння є джерелом енергії для людини. Поширеним видом палива є деревина, її горіння можна описати рівнянням, зворотним до процесу фотосинтезу: С₆Н₁₂О₆ + 6O₂ = 6СO₂ + 6Н₂O.

Гниття також є окисно-відновним процесом, що відбувається за участі бактерій. У результаті гниття виділяється енергія, необхідна для життєдіяльності цих бактерій. Мільйони років тому завдяки цим процесам сформувалися корисні копалини.

Бродіння — ще один приклад природних окисно-відновних реакцій. Цей процес відбувається за участі грибів, які таким чином добувають необхідну енергію. Людина використовує бродіння для виготовлення квашених овочів, дріжджового тіста, кисломолочних продуктів, сиру, пива тощо.

У живих організмах можуть відбуватися й небажані процеси окиснення, наслідком чого можуть бути мутації ДНК та захворювання, зокрема рак. Для запобігання цьому існують речовини-антиоксиданти, що виявляють відновні властивості. Вони взаємодіють з надлишковими окисниками в організмі й «нейтралізують» їх. Найпоширенішим антиоксидантом є вітамін С.

Корозія — це багатостадійний окисно-відновний процес, що описують рівнянням 4Fe + 3O₂ + 6Н₂O = 4Fe(OH)₃. Корозію можна назвати процесом, який є протилежним добуванню металів на заводах. Цей процес призводить до пошкодження металевих конструкцій.

Значення ОВР у техніці

Добування енергії з будь-якого палива ґрунтується на окисно-відновних реакціях. Наприклад, у двигунах внутрішнього згоряння відбувається реакція згоряння бензину. Енергія, що виділяється в результаті реакції, перетворюється на механічну енергію для переміщення автомобіля.

У звичайних батарейках також відбуваються ОВР, енергія від яких перетворюється на електричну енергію. Такі джерела електричного струму називають гальванічними елементами. У батарейці відбувається реакція, яку схематично можна описати рівнянням: Zn + МnO₂ = ZnO + МnО. Акумулятори в автомобілях, ноутбуках та мобільних телефонах — це також гальванічні елементи, в яких відбуваються різні ОВР.

У паливних елементах електрична енергія виробляється внаслідок окисно-відновної реакції горіння. Перспективним є паливний елемент, у якому відбувається згоряння водню, оскільки єдиним продуктом цієї реакції є вода. Автомобілі з такими паливними елементами будуть екологічно чистими.

Окисно-відновні реакції є основою методу гальванопластики — покриття поверхні тонким шаром металу. На виріб будь-якої складності з будь-якого матеріалу (деревини, гіпсу, пластмаси) наносять шар металу (золота, срібла, хрому). Цим методом наносять позолоту на дерев’яні вироби, хромують деталі автомобілів, побутової техніки тощо.

Усі металургійні процеси — добування металів — неможливі без ОВР. Метали (залізо, мідь, свинець тощо) відновлюють з руди коксом (спеціально обробленим вугіллям). Алюміній з руди відновлюють електричним струмом. За випуском чорних металів Україна посідає одне з провідних місць у світі.

Без ОВР неможливий хімічний аналіз деяких речовин. Із використанням різних реагентів визначають концентрацію кисню, йонів Феруму Fe²⁺ й Fe³⁺ або Хрому Сr³⁺ у сумішах. Також за допомогою ОВР можна визначити вміст вітаміну С (аскорбінової кислоти) у фруктах, соках тощо.

Реакція азоту з воднем N₂ + 3Н₂ = 2NH₃ також є окисно-відновною. На цій реакції ґрунтується виробництво азотних добрив та вибухових речовин. Цей дешевий спосіб синтезу амоніаку дозволив підвищити врожайність сільськогосподарських культур. В Україні амоніак синтезують у великих обсягах на підприємствах «Рівнеазот», Черкаський «Азот» тощо.

Ключова ідея

Окиснення й відновлення — протилежні взаємопов'язані процеси і полягають в обміні електронів.

Контрольні запитання

1. Які реакції називають окисно-відновними? Наведіть приклади окисно-відновних реакцій у природі й побуті.

2. Дайте визначення поняттям «окисник», «відновник», «окиснення», «відновлення» з позицій електронної теорії ОВР.

3. Чи можна будь-який процес окиснення схарактеризувати як горіння? А чи можна будь-який процес горіння назвати процесом окиснення?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Схарактеризуйте значення ОВР у побуті, техніці, природі.

2. Вироби зі срібла у разі зберігання протягом тривалого часу тьмяніють унаслідок утворення на поверхні нерозчинного аргентум(І) сульфіду чорного кольору. Відновити блиск срібла можна кип'ятінням виробу в розчині соди разом з алюмінієвою фольгою. Яка речовина в цьому випадку буде окисником, а яка — відновником? Складіть рівняння цієї реакції.

3. Вільні радикали в організмі (частинки з неспареними електронами) сприяють загибелі клітин або їхньому перетворенню на ракові клітини. Нейтралізувати дію вільних радикалів можуть деякі речовини, які називають антиоксидантами, наприклад аскорбінова кислота. Припустіть, які властивості (окисників чи відновників) характерні для вільних радикалів та антиоксидантів.

Елементи в нижчому ступені окиснення можуть бути тільки відновниками, оскільки вони можуть тільки віддавати електрони. Якщо елемент перебуває в проміжному ступені окиснення, то він може як приймати, так і віддавати електрони, отже, може виявляти властивості як відновника, так і окисника. Характерні ступені окиснення деяких елементів та відповідні їм сполуки наведені в Додатку 2.

Наприклад, розгляньмо Сульфур і характерні для нього сполуки з різним ступенем окиснення цього елемента. У гідроген сульфіді ступінь окиснення Сульфуру є нижчим і дорівнює -2, зовнішній енергетичний рівень Сульфуру є завершеним і він може тільки віддавати електрони. Отже, Сульфур зі ступенем окиснення -2 може бути тільки відновником:

У проміжних ступенях окиснення — 0 (у сірці) та +4 (наприклад, у SO₂) — атом Сульфуру може як приєднувати, так і віддавати електрони, виявляючи як окисні, так і відновні властивості. Він може відновлюватися або окиснюватися до різних ступенів окиснення, що проілюстровано на схемі:

Наприклад, під час взаємодії сірки з воднем Сульфур виявляє окисні властивості, а у взаємодії з киснем — відновні:

Поширені речовини — окисники

Окисні властивості найбільше виражені в типових неметалів (галогени, кисень, сірка), а також у деяких складних речовин, що містять хімічні елементи у високих ступенях окиснення (+5...+7).

Кисень O₂ — найпоширеніший на Землі окисник. Він здатний окиснювати багато простих і складних речовин, утворюючи оксиди. Ці реакції супроводжуються виділенням великої кількості теплоти. При цьому сам кисень відновлюється до нижчого ступеня окиснення:

Найсильніший окисник серед простих речовин — фтор F₂. За звичайних умов він реагує з більшістю речовин, а в разі нагрівання окиснює й благородні метали — золото й платину. В атмосфері фтору горить навіть вода. Фтор у жодному випадку не може бути відновником, оскільки Флуор не виявляє позитивного ступеня окиснення.

Концентрована сульфатна кислота H₂SО₄ — сильний окисник завдяки Сульфуру. Найчастіше в реакціях він відновлюється до ступеня окиснення +4, утворюючи сульфур(ІV) оксид SO₂. Розведена сульфатна кислота — слабкий окисник, оскільки в цьому разі окисником є йон Гідрогену Н⁺.

Нітратна кислота ΗΝO₃ — сильний окисник завдяки Нітрогену. Під час реакцій він відновлюється до різних ступенів окиснення: від +4 до -3. Суміш концентрованих нітратної та хлоридної кислот («царська вода») реагує навіть із золотом і платиною: Au + 4НСl + ΗΝO₃ = НАuСl₄ + ΝΟ + 2Н₂O.

Калій перманганат KMnO₄ — один із найважливіших реагентів у хімічних лабораторіях. Він виявляє сильні окисні властивості завдяки Мангану. Його використовують як окисник в органічному синтезі, хімічному аналізі, для лабораторного добування кисню. Широко застосовують у медицині як антисептичний засіб.

Калій дихромат K₂Cr₂O₇ — цінний окисник, який застосовують для виробництва барвників, дублення шкіри, у піротехніці, живописі. Його суміш із концентрованою сульфатною кислотою (хромпік) використовують для миття скляного лабораторного посуду, щоб позбутися непомітних плям.

Гідроген пероксид H₂O₂ — поширений у хімічних лабораторіях реагент. У ньому Оксиген виявляє ступінь окиснення -1, що є проміжним для нього, отже, гідроген пероксид можна використовувати і як окисник, і як відновник.

Поширені речовини — відновники

Відновні властивості характерні для багатьох простих речовин (метали та деякі неметали (водень, вуглець)), а також для сполук неметалічних елементів у нижчих ступенях окиснення (-4...-1): H₂S, NH₃, НІ, СН₄ тощо.

Найпоширенішим відновником у промисловості є вуглець, а саме кокс, який добувають спеціальною обробкою вугілля. Кокс використовують для відновлення металів з оксидів: PbO + C = Pb + CO.

Водень H₂ — поширений відновник. Його також використовують для відновлення металів:

MnO₂ + 2H₂ = Mn + 2H₂O.

Через вогненебезпечність водень не такий поширений у промисловості, як кокс, але в реакціях з воднем добувають метали значно вищої якості (чистіші).

Метали — типові відновники, причому чим лівіше розташований метал у ряду активності, тим сильніші його відновні властивості. Деякі метали застосовують у промисловості для відновлення інших металів з оксидів: Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr.

Ключова ідея

Хімічні елементи у вищому ступені окиснення можуть виявляти тільки окисні властивості, у нижчому ступені — тільки відновні властивості. Якщо елемент перебуває в проміжному ступені окиснення, він може бути як окисником, так і відновником.

Контрольні запитання

1. В якому ступені окиснення елементи можуть виявляти властивості: а) тільки окисні; б) тільки відновні; в) і окисні, і відновні? Відповідь поясніть.

2. Наведіть приклади речовин, що виявляють сильні окисні й відновні властивості. Поясніть свій вибір.

3. Як залежить активність атомів елемента в окисно-відновних реакціях від його ступеня окиснення?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Чи може виявляти відновні властивості: а) атом Флуору; б) флуорид-іон; в) атом Натрію; г) йон Натрію? Відповідь поясніть.

2. Чому фтор і кисень у хімічних реакціях є переважно окисниками? Чи існують ще прості речовини, які були б тільки окисниками чи тільки відновниками? Відповідь поясніть.

3. У кожному ряду речовин знайдіть елемент, що міститься в усіх трьох речовинах. Визначте його ступінь окиснення в усіх цих сполуках. За ступенем окиснення визначте, в якій речовині цей елемент може бути тільки окисником, у якій — тільки відновником, а в якій — виявляти як окисні, так і відновні властивості.

а) NaH, H₂, HCl;

б) NH₃, NO, HNO₃;

в) H₂S, SO₂, H₂SO₄;

г) HCl, Cl₂, HClO₄;

д) Cr, CrCl₃, CrO₃;

е) Mn, MnO₂, KMnO₄.

4. Складіть рівняння реакцій горіння в кисні наведених речовин та визначте елемент-відновник.

Залізо, водень, фосфор, гідроген сульфід, карбон(II) оксид, метан CH₄.

5. Складіть рівняння горіння кальцію в кисні. Атоми якої речовини втрачають електрони, а якої — приймають? Назвіть окисник і відновник.

6. Складіть рівняння реакцій відновлення воднем таких речовин: вольфрам(VI) оксид, хром(III) оксид, титан(IV) оксид.

У кожній реакції визначте елемент-окисник.

7. Залізо можна добути відновленням ферум(ііі) оксиду вуглецем, воднем, алюмінієм. Складіть відповідні рівняння реакцій. Назвіть окисник і відновник у кожній реакції.

8. В алюміній броміді Алюміній перебуває у вищому ступені окиснення, а Бром — у нижчому. Який елемент у цій сполуці може бути окисником, а який — відновником? Відповідь поясніть, використовуючи рівняння реакцій: АlВr₃ + 3Na = 3NaBr + Al; 2АlВr₃ + 3Cl₂ = 2AlCl₃ + 3Br₂.

9. Декілька століть тому картини писали фарбами, що містили свинцеві білила. За багато років такі картини дуже почорніли внаслідок перетворення білил на плюмбум(ІІ) сульфід чорного кольору. Під час реставрації картин їх оброблюють розчином гідроген пероксиду, завдяки чому чорний плюмбум(ІІ) сульфід окиснюється до білої речовини, в якій Сульфур виявляє ступінь окиснення +6. На яку сполуку перетворюється плюмбум(ІІ) сульфід? Складіть рівняння цієї реакції. Як ви вважаєте, чи можна гідроген пероксид використовувати для вибілювання срібних виробів, що темніють унаслідок покриття аргентум(І) сульфідом?

10. Як ви вважаєте, в якому повітрі швидше потьмяніє срібло: у чистому чи забрудненому? Складіть план експерименту, який міг би довести вашу думку.

11. У додаткових джерелах знайдіть інформацію про використання окисно-відновних процесів у побуті й промисловості.

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій. Метод електронного балансу

Пригадайте: молекули наведених простих речовин є двохатомними: водень H₂, азот N₂, кисень O₂, фтор F₂, хлор Cl₂, бром Br₂ та йод I₂.

Поняття про електронний баланс. Схеми окиснення та відновлення

Рівняння окисно-відновних реакцій, які ми вже розглянули в попередніх параграфах, виглядають досить звично: і в реагентах, і в продуктах реакції записано не більше двох формул речовин. Але часто трапляються рівняння реакцій, де і в реагентах, і в продуктах записано по три чи більше формул. Дібрати коефіцієнти для таких рівнянь досить складно. Тому в цих випадках складають так званий електронний баланс. У 9 класі ми розглянемо складання електронного балансу для простих окисно-відновних реакцій, але в подальшому вам може знадобитися дібрати коефіцієнти в складніших рівняннях, а зробити це без електронного балансу буде складно.

Важливим етапом під час складання електронного балансу є запис схем процесів окиснення й відновлення. Такі схеми вам уже знайомі з двох попередніх параграфів, а зі схемами утворення йонів ви ознайомилися у 8 класі. Але хотілося б акцентувати увагу на їх складанні.

Під час їх складання необхідно пам’ятати, що електрон має негативний заряд -1: для підвищення ступеня окиснення атом має віддати електрони (негативні заряди), а для зниження — прийняти.

Проаналізуйте схеми окиснення та відновлення елементів і зверніть увагу, що сумарний заряд в обох частинах цих схем однаковий:

Складання електронного балансу для ОВР

Основний принцип складання електронного балансу полягає в тому, що в окисно-відновних реакціях електрони переходять від одного атома до іншого, тому число електронів, відданих відновником, має дорівнювати числу електронів, прийнятих окисником.

Для складання електронного балансу слід дотримуватися певного алгоритму. Розгляньмо його на прикладах.

Приклад 1. Доберіть коефіцієнти методом електронного балансу для рівняння реакції взаємодії ферум(III) оксиду з чадним газом:

1. Визначаємо ступені окиснення всіх хімічних елементів, що містяться у складі реагентів і продуктів реакції:

2. Визначаємо елементи, що змінюють ступені окиснення:

3. Для зрівняння зарядів в обох частинах схем необхідно дописати число відданих або прийнятих електронів. Отримуємо схеми окиснення та відновлення:

4. Суть електронного балансу полягає в тому, що число прийнятих та відданих електронів має бути однаковим. Щоб зрівняти число прийнятих (у нашому випадку 3) та відданих (у нашому випадку 2) електронів, необхідно схему відновлення помножити на 2, а схему окиснення — на 3. У цьому разі в обох схемах число електронів буде по 6:

Зазвичай це записують у такий спосіб:

Для визначення коефіцієнтів, на які треба помножити схеми окиснення та відновлення, можна також використати значення найменшого спільного кратного (НСК) для числа електронів в обох схемах. У нашому випадку приймається 3 електрони, а віддається 2. Для цих чисел НСК = 6, отже, обидві схеми треба помножити так, щоб в обох було по 6 електронів: першу — на 2, а другу — на 3.

5. Додамо почленно ліві й праві частини схем окиснення та відновлення з урахуванням помноження на коефіцієнти. Схеми реакцій додають так само, як звичайні математичні рівняння, що ви робите на уроках математики під час розв’язування систем лінійних рівнянь. Зверніть увагу, що число електронів у схемах окиснення та відновлення — протилежні числа, тому під час додавання вони скорочуються:

Отримуємо сумарну схему:

6. Коефіцієнти в сумарній схемі показують, скільки атомів того чи іншого елемента має бути в молекулярному рівнянні. Зважаючи на це, розставляємо коефіцієнти в молекулярному рівнянні:

Після перенесення коефіцієнтів обов’язково необхідно перевірити, чи зрівнялося число атомів інших елементів, яких не було в схемах окиснення та відновлення. У нашому випадку це Оксиген: в обох частинах рівняння записано по 6 атомів Оксигену:

7. Під час оформлення електронного балансу також прийнято вказувати процеси окиснення й відновлення та елемент-окисник і елемент-відновник. Отже, отримуємо електронний баланс, оформлений у такий спосіб:

За таким алгоритмом можна дібрати коефіцієнти для рівняння будь-якої окисно-відновної реакції.

Ключова ідея

Сенс електронного балансу для окисно-відновних реакцій полягає в зрівнюванні числа електронів: відданих відновником і прийнятих окисником.

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Складіть рівняння реакцій відновлення воднем плюмбум(ІІ) оксиду, купрум(ІІ) оксиду, нітроген(ІV) оксиду до простих речовин. Доберіть до них коефіцієнти методом електронного балансу. Назвіть окисники й відновники.

2. Доберіть коефіцієнти методом електронного балансу. Укажіть окисник і відновник.

За підручником "Хімія" 9клас, О.В. Григорович.

Типи окисно-відновних реакцій

Розрізняють 3 типи окисно-відновних реакцій: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні та реакції диспропорціонування.

1. Міжмолекулярні окисно-відновні реакції

У таких реакціях елемент, що віддає електрони, та елемент, що їх приєднує, містяться в складі різних молекул. Наприклад:

2. Внутрішньомолекулярні окисно-відновні реакції

У таких реакціях змінюються ступені окиснення різних елементів, які містяться в одній речовині, тобто окисник і відновник — це різні елементи, що містяться в тій самій сполуці. Наприклад:

Хлор є окисником, а Оксиген — відновником. Калій хлорат містить обидва елементи.

Нітроген у йоні амонію NH⁺₄ є відновником, а Нітроген у нітрат-йоні NO^-₃ — окисником.

Нітроген, що міститься у цинк нітраті є окисником, а Оксиген — відновником.

3. Реакції диспропорціонування (самовідновлення — самоокиснення)

Це такі реакції, коли речовина містить елемент, який виявляє проміжний ступінь окиснення й одночасно виступає в ролі й окисника, і відновника, тобто може знижувати і підвищувати ступінь окиснення. Наприклад:

Тренування:

Інтерактивні вправи з сайту LearningApps.