-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–:

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.

На основі балансу атомів Гідрогену визначають кількість молекул води:

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.