Тема 8. Окисно-відновні процеси.

Ступінь окислення

Одним з найважливіших понять загальної хімії є ступінь окислення. За допомогою величин електронегативностей елементів ступінь окислення характеризує стан атомів у сполуках.

Ступінь окислення – це умовний заряд, який мав би атом, коли б електрони всіх його зв'язків з іншими атомами були зміщені до більш електронегативного атома. Тобто, під ступенем окислення розуміють електричний заряд атома, обчислений, виходячи з допу­щення, що дана сполука складається з іонів. Залежно від співвідношення величин електронегативностей атоми можуть мати як по­зитивний, так і негативний ступінь окислення. Позитивний ступінь окислення визначається як кількість електро­нів, зміщених від даного атома. Негативний ступінь окислення дорівнює кількості зміщених електронів до даного атома. Ступені окислення позначають арабськими цифрами із знаком плюс або мінус перед цифрою, розміщують їх вгорі над символом елемента, наприклад:

+2 +3 +4 +5 +7 –2 –3

Мn, Аl, Sn, Р, Мn, S, N.

Так позначають ступінь окислення атомів у формулах сполук, зокрема в окислювально-відновних реакціях. Крім того, ступені окислення позначають також римськими цифрами в дужках і вка­зують їх після символів елементів або їхніх назв, наприклад: Мn(II), Со(III), фосфор(V), марганець(VII). Ця форма позначен­ня використовується при складанні назв сполук або в тексті.

Заряди іонів у сполуках на відміну від ступеня окислення позначають арабськими цифрами із знаком плюс або мінус після цифри, наприклад: Са2+, Nа+, SО42–, Сl–.

Величину та знак ступеня окислення атомів у сполуках визна­чають, виходячи з таких положень:

1) у нейтральних молекулах та кристалах алгебраїчна сума сту­пенів окислення всіх атомів дорівнює нулю;

2) ступінь окислення Оксигену у сполуках дорівнює –2. Винятком є пероксидні сполуки, де Оксиген має ступінь окислення –1: Н2О2, Nа2О2; надпероксиди (–1/2): КО2; озоніди (–1/3): КО3; та фториди Оксигену (+2): ОF2; (+1): О2F2.

3) Гідроген в усіх сполуках з неметалами має ступінь окислення + 1. Проте в гідридах металів (NаН, СаН2) ступінь окислення Гідрогену дорівнює –1;

4) Фтор як найбільш електронегативний елемент в усіх сполуках має ступінь окислення –1;

5) ступінь окислення лужних металів в усіх сполуках дорівнює + 1, а лужно-земельних +2.

В загальному випадку величину та знак ступеня окислення атомів визначають, порівнюючи електронегативності елементів, які входять до складу сполуки. Найбільш електронегативний атом має негативний ступінь окислення, а атом в меншою електронегативністю – позитивний ступінь окислення. Оскільки величини електронегативностей атомів простих речовин однакові, то ступені

їх окислення в цьому випадку дорівнюють нулю (N2, Н2, Сl2, F2. Ступені окислення іонів в іонних сполуках дорівнюють величинам їх зарядів. Наприклад, іони Са2+, Ва2+ мають ступінь окислення +2, а для іонів Сl–, F– ступінь окислення дорівнює –1.

Розглянемо деякі особливості визначення ступеня окислення атомів у молекулах на прикладі сполук Нітрогену: NН3, NО2, НNО3, КNО3. В аміаку Нітроген як атом з більшою електронегативністю (c = 3,0) в порівнянні з атомом Гідрогену (c = 2,1) має негативний ступінь окислення –3. В оксиді нітрогену (IV) NО2 більш елек­тронегативним буде атом Оксигену (c = 3,5), тому атом Нітрогену в цьому випадку має позитивний ступінь окислення +4. В НNО3 і КNО3 ступінь окислення Нітрогену визначають, виходячи з положення, що ступені окислення атомів Гідрогену і Калію дорівнюють +1, а Оксигену –2. Враховуючи, що сума ступенів окислення всіх атомів у молеку­лі повинна дорівнювати нулю, дістаємо, що в НNО3, КNО3 ступені окислення Нітрогену дорівнюють відповідно +3 і +5.

В цілому ступінь окислення атомів у сполуках може бути позитивним (S+4О2, Н2S+6О4, Fе+2(ОН)2, КМn+7О4), негативним (Н2S–2, N–3Н3) або дорівнювати нулю (N02, [Nі0(СО)4], [Fе0(СО)5]). Максимальний позитивний ступінь окислення атомів відповідає номеру групи періодичної системи. Винятком є елементи підгрупи Купруму (Сu, Аg, Аu), де ступінь окислення +3 більший, ніж номер групи, а також метали восьмої групи (Fе, Со, Nі, Rh, Рd, Іr, Рt) та елементи О, F, Вr, у яких ступінь окислення завжди менший, ніж номер групи.

Поняття ступінь окислення не слід ототожнювати з валентністю атомів навіть у тих випадках, коли їхні абсолютні значення випад­ково співпадають. Валентність визначається числом зв'язків, якими даний атом сполучений з іншими, і тому не може мати знак плюс або мінус чи дорівнювати нулю. Наприклад, ступені окислення Карбону в метані СН4, метанолі СН3ОН, формальдегіді НСОН і ок­сиді Карбону (IV) СО2 відповідно дорівнюють –4, –2, 0 і +4, в той час як валентність Карбону у всіх цих сполуках дорівнює чотирьом. Треба зазначити, що ступінь окислення не має також ні­чого спільного з дійсним, або ефективним, зарядом атомів у сполу­ках. Наприклад, у Хром (III) хлориді СrСl3 ефективний заряд Хрому дорівнює +1,2; в той час як ступінь його окислення стано­вить +3. Ще більша різниця між цими величинами в Калій хроматі К2СrО4. При ступені окислення +6 ефективний заряд Хрому дорівнює лише +0,2.

Не дивлячись на те що ступінь окислення є поняття умовне і певною мірою формальне, воно набуло широкого використання при класифікації хімічних процесів, при розгляді окислюваільно-відновних властивостей речовин і при розрахунках коефіцієнтів в окислювально-відновних реакціях.

Загальні поняття про окислювально-відновні процеси

Більшість хімічних реакцій супроводиться зміною електронної густини атомів реагуючих речовин. В свою чергу, зміна електронної густини або навіть зміна електронних конфігурацій атомів, іонів або молекул призводить до зміни ступеня окислення елементів.

Реакції, які супроводяться зміною ступенів окислення елемен­тів, називаються окислювально-відновнами реакціями.

Реакції, в яких ступені окислення елементів не змінюються, називаються реакціями невалентних перетворень.

Реакції невалентних перетворень, як правило, належать до різ­них рівноважних процесів конкуренції за спільний атом або іон. До таких реакцій належать реакції подвійного обміну, витіснення, приєднання, розкладу, полімеризації тощо. Наприклад:

Nа2СО3 + Ва(NО3)2® ВаСО3¯ + 2NаNО3;

К2СО3 + SіО2 ® К2SіО3 + СО2­;

СuСО3 ® СuО + СО2­;

2NО2 ↔ N2О4.

В окислювально-відновних реакціях зміна ступенів окислення зумовлена зміщенням або повним переходом електронів від атома одного елемента до атома іншого елемента. Наприклад, згоряння кальцію за рівнянням

2Са + О2 ® 2СаО

супроводиться переходом двох електронів атома Кальцію до атомів Оксигену з утворенням негативно заряджених іонів Оксигену, які набу­вають стабільної електронної конфірурацр s2р6:

О +2ē ® О–2.

Атоми Кальцію, які віддають електрони s-типу, набувають позитивного заряду, наприклад:

Са – 2ē ® Са+2.

Отже, окислювально-відновні реакції можна розглядати як реак­ції, в яких відбувається конкуренція за електрони.

Окислювально-відновними реакціями називають процеси, в яких електрони переходять від атома одного елемента до атома другої елемента.

Процес віддавання атомом електронів називається окисленням, а процес приєднання електронів – відновленням.

Назва процесу окислення пов'язана із словом "кисень" (оксиген), оскільки раніш під окисленням розуміли процес приєднання кисню. Під відновленням розуміли втрату кисню або приєднання водню. Процеси приєднання і віддавання електронів відбуваються одночасно: одні сполуки відновлюються, а інші окислюються.

Речовина, що містить елемент, який приєднує електрони, нази­вається окислювачем. Окислювачі в окислювально-віднов­них процесах зменшують ступінь окислення.

Речовина, що містить елемент, який віддає електрони, назива­ється відновником. В окислювально-відновних реакціях відновники збільшують свій ступінь окислення. Наприклад, у ре­акції витіснення заліза цинком

FеSО4 + Zn ® ZnSО4 + Fе

Ферум приєднує електрон і тому є окислювачем:

Fе2+ + 2ē ® Fе0,

а Цинк віддає два електрони, тобто є відновником:

Zn0 – 2ē ® Zn2+.

Розрізняють такі типи окислювально-відновних реакцій: між­молекулярні, внутрішньомолекулярні і реакції диспропорціонування (реакції самоокислення–самовідновлення).

У міжмолекулярних окислювально-відновних реак­ціях окислювачем і відновником є елементи різних молекул, на­приклад:

Н2S+4О3 + 2Н2S–2 ® 3S0 + 3Н2О.

Для реакцій внутрішньомолекулярного окис­лення–відновлення характерна зміна ступенів окислення еле­ментів однієї молекули, тобто окислювачем і відновником є еле­менти однієї сполуки:

2КСl+5О3 ® 2КСl + 3О2.

У реакціях диспропорціонування один і той самий елемент виступає як окислювач і як відновник. У таких реакціях речовина з проміжним ступенем окислення наче розкладається на дві сполуки, в одній з яких ступінь окислення вищий, а в другій – нижчий. Тобто відбувається диспропорціонування ступеня окис­лення:

Сl20 + Н2О ® НСl–1 + НСl+1О;

2N+4О2 + Н2О ® НN+3О2 + НN+5О3.

Окислювачі і відновники

З хімічної точки зору окислювально-відновні процеси є специ­фічними. Їх специфічність певною мірою залежить від природи окислювача і відновника. Розглянемо більш докладно речовини, до складу яких входять елементи, здатні змінювати ступінь окислення.

До окислювачів належать речовини, що мають яскраво виражену тенденцію до приєднання електронів. Наприклад; окислювачами є кисень, вільні галогени, сполуки деяких металів з вищими ступенями окислення (Мn+7, Мn+6, Мn+4, Сr+6, Рb+4 тощо), сполуки галогенів з позитивними ступенями окислення (НСl+1О, НСl+3О2, НСl+5О3, НСl+7О4), азотна кислота НN+5О3 і оксиди азоту (N+52О5, N+4О2, N+12О), концентрована сірчана кислота Н2S+6О4, пероксид водню

Н2О–12, пероксиди металів (Nа2О2, КО2, ВаО2) та деякі інші сполуки. Всі окислювачі містять у своєму складі елемент, електронна конфі­гурація якого не стабільна, а до утворення стійкої конфігурації типу s2р6 або іншого типу їм не вистачає одного (наприклад, s2р5 для Сl2, Вr2, І2), двох (наприклад, s2р4 для О2) і більше електронів. Тому вони приєднують електрони, яких не вистачає, і знижують свій ступінь окислення.

До відновників належать речовини, здатні віддавати електрони. Наприклад, відновниками є метали у вільному стані (особливо лужні і лужно-земельні), водень, вуглець. До відновни­ків належать також сполуки неметалів з найнижчими ступенями окислення, тобто сполуки, які мають у своєму складі
S–2, Sе–2, N–3, Р–3, Аs–3, І–1, Вr–1, Сl–1 тощо. Взагалі, відновником може бути атом або іон у будь-якій, крім максимально можливої, валентній формі і який має валентні електрони, включаючи електрони стійкої електронної конфігурації s2р6.

Окислювально-відновні властивості простих речовин

Здат­ність до віддавання або приєднання електронів у простих речовин можна оцінити за допомогою електронегативності. Елементи, здатні приєднувати електрони, мають високу електронегативність (c = 4,0...3,5). Найактивніші окислювачі розміщені у правому верх­ньому куті періодичної системи. Це фтор, кисень, хлор, бром, сірка. Елементи, які виступають як відновники, мають електронегативність меншу за одиницю (c < 1). Найактивніші відновники розмі­щені в лівому нижньому куті періодичної системи. Це францій, рубідій, радій, кальцій, цезій, калій, барій і водень. Слід зазна­чити, що поділу елементів на метали і неметали відповідає значення електронегатйвності c ≈ 2. Отже, окислювально-відновні функції простих речовин залежать від положення елементів у періодичній системі елементів.

Окислювально-відновні властивості іонів

В окислювально-відновних процесах елементи залежно від умов можуть мати будь-який ступінь окислення: від найнижчого до найвищого. Так, хлор може віддавати від одного до семи електронів і набувати позитивних ступенів окислення або приєднувати один електрон з утворен­ням негативного хлорид-іона Сl–:

Приєднання електронів (відновлення)  

Манган в окислювально-відновних реакціях виявляє сім ступенів окислення, з них шість для сполук Мангану:  

Аналіз наведених рядів ступенів окислення іонів з урахуванням їхніх електронних конфігурацій показує, що всі елементи, як мета­ли, так і неметали, в найнижчому ступені окислення можуть вияв­ляти лише відновні властивості, оскільки відповідно до електронної конфігурації вони здатні тільки віддавати електрони. Так, хлорид-іон, який має стійку електронну конфігурацію s2р6, не може біль­ше приймати електрони і тому в окислювально-відновних реакціях тільки підвищує ступінь окислення і виступає як відновник. Металічний марганець Мn0 не має стійкої електронної конфігурації, але, маючи металічну природу, здатний також лише віддавати електрони.

Елементи в найвищому ступені окислення, коли немає всіх валентних електронів, можуть лише приймати електрони і тому виступають як окислювачі.

Елементи з проміжними ступенями окислення залежно від умов можуть виявляти окислювальні і відновні властивості. На­приклад, при взаємодії хлорнуватої кислоти з хлороводневою кис­лотою Сl+5 виступає як окислювач, а в реакції розкладання бер­толетової солі при помірному нагріванні – як відновник:

НСl+5О3 + 5НСl–1 ® 3Сl02 + 3Н2О (окислювач);

4КСl+5О3 ® 3КСl+7О4 + КСl (відновник).

Рівняння окислювально-відновних реакцій

Будь-який окислювально-відновний процес можна умовно поді­лити на дві напівреакції, одна з яких є реакцією окислення, друга – реакцією відновлення:

А + ē ↔ А– (відновлення);

Ме – ē ↔ Ме+ (окислення);

Ме + А ↔ Ме+ + А– (сумарна реакція).

При складанні окислювально-відновних реакцій застосовують два методи: метод електронного балансу та іонно-електронний метод. Обидва методи грунтуються на умові, що в окислювально-відновних реакціях кількість електронів, які віддає відновник, має дорів­нювати кількості електронів, які приймає окислювач.

Метод електронного балансу.> Розглянемо основні правила складання окислювально-відновних реакцій на прикладі взаємодії Калій перманганату з Калій нітритом в кислому середовищі. При цьому слід дотримуватись такої послідовності. Спочатку записують у молекулярній формі реагуючі речовини і ступені окислення еле­ментів, які можуть змінювати ступені окислення за певних умов, наприклад

КМn+7О4 + КN+3О2 + Н2SО4 = ....

Далі визначають, яка сполука виступатиме в реакції окислюва­чем, а яка – відновником. У наведеному прикладі КМnО4 містить Манган в ступені окислення +7 і тому він може бути тільки окислювачем. Сполука КNО2, в якій Нітроген має проміжний ступінь окислення +3 , може виступати як відновник і як окислювач. Отже, в наведеній реакції КМnО4 – окислювач, а КNО2 – віднов­ник. Крім того, зіставлення ступенів окислення відновника і окислювача показує, що КNО2 може окислюватись тільки до КNО3, а Мn+7 в кислому середовищі відновлюватись до Мn+2 з утворенням МnSО4. Тепер можна записати продукти реакції і ступені окислення їх:

КМn+7О4 + КN+3О2 + Н2SО4 ® Мn+2SО4 + КN+5О3.

Далі визначають кількість електронів, які віддає відновник КNО2, і кількість електронів, які приєднує окислювач КМnО4. Для цього складають рівняння, в яких кількість електронів, що приєднується або віддається, визначається як різниця між ступенями окислення окислювача і відновника до реакції і після неї:

 

Отже, відновлення Мангану Мn+7 ® Мn+2 відповідає приєднанню п’яти електронів, а окислення Нітрогену N+3 ® N+5 – віддаванню двох електронів. Для балансу електронів (приєднується і віддається десять електронів) треба, щоб на відновлення двох атомів Мn+7 у реакції витрачалось п'ять атомів N+3, тобто коефіцієнти в рівнянні реакції біля окислювача і відновника дорівнюватимуть двом і п'яти:

2КМnО4 + 5КNО2 + Н2SО4 ® 2МnSО4 + 5КNО3 + Н2О.

Після цього розставляють коефіцієнти для інших речовин, що бе­руть участь у реакції. Причому спочатку знаходять коефіцієнти для всіх катіонів (крім Н+), а потім – для аніонів. Щоб урівняти для зазначеної реакції кількість іонів Калію в лівій і правій частинах рівняння, потрібна одна молекула К2SО4, а для зв'язування всіх катіонів Мангану і Калію треба взяти три молекули Н2SО4:

2КМnО4 + 5КNО2 + 3Н2SО4 = 2МnSО4 + 5КNО3 + К2SО4 + 3Н2О.

Кількість атомів Оксигену в окислювально-відновних реакціях не урівнюють, а баланс Оксигену використовують для перевірки знай­дених коефіцієнтів.

В окислювально-відновних реакціях, в яких кількість елементів, що змінюють ступінь окислення, більша ніж два, тобто є два окислювачі або два відновники, визначають загальне число елек­тронів, які віддають відновники і приєднують окислювачі, а далі підраховують аналогічним, способом, наприклад:  

У наведеному прикладі два відновники Сu+1 і S–2 віддають десять електронів, які приєднуються окислювачем НNО3. Слід зазначити що в реакції взаемодії Сu2S і НNО3 азотна кислота є окислювачем і крім того, зв'язуе продукти реакції: з двадцяти двох молекул НNО3 тільки десять витрачаються на окислювально-відновний процес, а інші дванадцять – на зв'язування іонів Купруму.

Іонно-електронний метод. Для описування окислювально-відновних реакцій, які відбуваються у водних розчинах, зручно вико­ристовувати іонно-електронний метод. За цим методом процеси окис­лення і відновлення розглядають самостійно у вигляді відповідних напівреакцій. При складанні рівнянь окислювально-відновних ре­акцій за іонно-електронним методом (метод напівреакцій) слід до­тримуватися певних правил. Розглянемо ці правила на прикладі реакції окислення Калій йодиду КІ Калій дихроматом К2Сr2О7 у кислому середовищі.

1. Встановлюють склад продуктів реакції і визначають ступені окислення атомів, які їх змінюють, в реагуючих речовинах і продуктах реакції:

К2Сr+62О7 + КІ–1 + Н2SО4 ® Сr+32(SО4)3 + І02 + К2SО4 + Н2О.

Далі визначають окислювач і відновник. У даній реакцй окис­лювачем виступає Хром (VI) сполуки К2Сr2О7, який відновлюетьсяі до Сr (III), а йодид-іон в КІ може бути тільки відновником і окислюється до І2.

2. Складають іонну схему реакції, записуючи тільки ті іони та молекули, які беруть участь в окислювально-відновній реакції. При цьому сильні електроліти записують у вигляді іонів, а слабкі електроліти та неелектроліти, а також гази і нерозчинні речовини – у вигляді молекул:

Сr2О72– + І– + Н+ ® Сr3+ + І2 + Н2О.

3. Складають рівняння напівреакцій окислення і відновлення так, щоб кількості атомів кожного з елементів у лівій і правій ча­стинах були однаковими. Якщо вихідна речовина містить більше кисню, ніж продукт реакції, то до лівої частини напівреакції дода­ють таку кількість іонів Н+, яка необхідна для зв'язування надлиш­кового кисню, а до правої частини – відповідну кількість молекул води. Якщо сума зарядів вихідних речовин у напівреакціях більша за суму зарядів продуктів реакції, то до лівої частини напівреакції додають відповідну кількість електронів і, навпаки, якщо сума зарядів вихідних речовин менша за суму зарядів продуктів реакції, то від лівої частини віднімають необхідну кількість електронів:

Сr2О72– + 14Н+ + 6ē = 2Сr3+ + 7Н2О

2І– – 2ē = І2

4. Множать рівняння кожної напівреакції на такий коефіцієнт, щоб кількість електронів, які приєднуються, дорівнювала кількості відданих електронів:  

5. Добуті коефіцієнти переносять у повне іонне рівняння окислювально-відновної реакції:

Сr2О72– + 6І– + 14Н+® 2Сr3+ + 3І2 + 7Н2О.

6. Записують молекулярне рівняння та перевіряють за Оксигеном вірність написання реакції (кількість атомів Оксигену зліва повинна дорівнювати кількості атомів Оксигену справа)

К2Сr2О7 + 6КІ + 7Н2SО4 ®Сr2(SО4)3 + І2 + 4К2SО4 + 7Н2О.

Окислювально-відновні потенціали.

Напрямок окислювально-відновних реакцій

Окислювально-відновні реакції, як уже зазначалось, склада­ються з двох рівноважних напівреакцій окислення і відновлення. Залежно від умов (температура, концентрація, кислотність середовища) кожна напівреакція може відбуватися у певному на­прямку. Тому сумарна окислювально-відновна реакція відбуває­ться залежно від умов у прямому або зворотному напрямку. На­приклад, у нейтральному і лужному середовищі вільний хлор самоокислюється–самовідновлюеться до хлорид-іона Сl– і гіпохлорит-іона СlО–:

Сl2 + 2NаОН ® NаСl–1 + NаСl+1О + Н2О.

У кислому середовищі гіпохлорит-іон окислює хлорид-іон до вільного хлору:

НСl+1О + НСl–1 ® Сl2 + Н2О.

Визначити можливість перебігу окислювально-відновних реак­цій і їх напрямок можна на основі окислювально-від­новних потенціалів Е. Поняття про окислювально-відновні потенціали пов'язане з поняттям про електродні потен­ціали.

Якщо металеву пластинку занурити в розчин, що містить іони того самого металу Меz+, то внаслідок встановлення рівноваги

Меz+(р) + zē ↔ Ме(к)

між металом і розчином виникає різниця потенціалів, яка називає­ться електродним потенціалом. Електродний по­тенціал є потенціалом однієї з напівреакцій окислювально-віднов­ного процесу. Величина електродного потенціалу залежить від природи металу, концентрації його іонів у розчині і температури.

Оскільки абсолютні величини електродних потенціалів вимі­ряти неможливо, то для кількісної оцінки використовують їхні відносні величини порівняно із стандартним водневим електродом

Н+ (р) + ē = 1/2Н2 (г),

потенціал якого вважають за нуль.

Склавши гальванічний елемент з двох електродів, один з яких водневий, можна виміряти різницю потенціалів Е = Ее— Ен2, яка дорівнюватиме електродному потенціалу, оскільки Ен2 = 0. Якщо в гальванічному елементі замість металевого електрода вико­ристати будь-яку окислювально-відновну напівреакцію, то можна дістати величини потенціалів окислювально-відновних реакцій. Величини Е, виміряні за стандартних умов (концентрація іонів у розчині дорівнює одиниці, а температура – 25 °С), називаються стандартними потенціалами окислюваль­но-відновних реакцій Е0298. Потенціали окислювально- відновних процесів Е0298 вимірюють, у вольтах, зазначаючи знак потенціалу (табл.).

Таблиця. Стандартні окислювально-відновні потенціали деяких речовин  

Стандартні окислювально-відновві потенціали Е0298 кількісно характеризують здатність різних систем приєднувати або віддавати електрони. Від'ємні значення –Е0298 означають, що іони, які стоять у лівій частині рівняння напівреакції, мають меншу тенденцію до приєднання електронів, ніж іони водню, і навпаки, додатні значен­ня означають, що таким іонам властива більша здатність приєдну­вати електрони, ніж іонам Гідрогену.

Усі речовини, іони і атоми, які мають більші додатні значення Е0298, є окислювачами відносно тих, що мають менші значення Е0298. Чим більша величина окислювально-відновного потенціалу, тим сильніший окислювач. Так хлор, окислювально-відновний потен­ціал якого (Е0298 = +1,36) більший, ніж йоду (Е0298 = +0,53), в сильнішим окислювачем, ніж йод, що виявляється у витісненні хлором йоду з його сполук:

Сl2 + 2І– ↔ І2 + 2Сl–.

Отже, за допомогою величин окислювально-відновних потенціалів можна визначати напрямок перебігу будь-якої окислювально-відновної реакції. Наприклад, треба встановити, чи окислюватиме пероксид водню сірчисту кислоту до сірчаної за рівнянням

Н2SО3 + Н2О2 ® Н2SО4 + Н2О.

Зіставлення окислювально-відновних потенціалів напівреакцій

Н2О2 + 2Н+ + 2ē ↔ 2Н2О, Е01 = +1,77 В

SО42– + 2Н+ + 2ē ↔ SО32– + Н2О, Е02 = +0,20 В

показує, що стандартний потенціал першої реакції більший, ніж другої, і тому окислювачем реакції буде Н2О2, а відновником суль­фіт-іон SО32–. Отже, перша напівреакція відбуватиметься зліва направо, а друга – справа наліво.

Умовою здійснення окислювально-відновної реакції є додатне значення електрорушійної сили сумарної реакції. Для розглянутого прикладу

ЕРС = Е01 – Е02 = 1,77 – 0,20 = +1,57 В.

Отже, в кислому середовищі сульфіт-іон окислюватиметься пероксидом водню до сульфат-іона.

Визначаючи можливості і напрямок перебігу окислювально-відновних реакцій за допомогою Е0298, слід мати на увазі, що окис­лювально-відновні потенціали не є сталими величинами, їх значення можуть змінюватись залежно від концентрації реагуючих речовин, температури і середовища, в якому відбувається реакція. Тому до­датне значення ЕРС є лише необхідною умовою для перебігу реак­ції. При невеликих додатних або від'ємних значеннях ЕРС напря­мок реакції можна змінити на протилежний зміною концентрації або температури реакції. Великі від'ємні значення ЕРС характери­зують принципову неможливість здійснення окислювально-від­новної реакції за будь-яких умов.

Самоконтроль по модулю 3

Модуль 4. Біологічні основи сучасного природознавства.