Окисно-відновні реакції – це реакції, при яких змінюється валентність елементів речовин, що реагують.

Під час такої реакції відбувається перехід електронів від одного елементу до іншого.

Процес віддачі електронів атомом, йоном, молекулою називається окисненням, а процес приєднання електронів – відновленням. Ці процеси відбуваються одночасно.

Атоми, молекули або йони, що віддають електрони, називають відновниками.

Атоми, молекули, або йони, які приймають електрони є окисниками (окисник - “грабіжник”, він забирає електрони).

Таким чином, окисник, забираючи електрони, відновлюється, а відновник, що віддає електрони – окиснюється.

При цьому кількість електронів, що їх віддає відновник дорівнює кількості електронів, що приймає окисник.

Процес окиснення супроводжується підвищенням ступеня окиснення відповідних елементів, а відновлення – навпаки, пониженням ступеня окиснення елементів, які входять до складу окисника.

Окисниками і відновниками можуть бути як прості, так і складні речовини та йони.

Прояв окисно-відновних властивостей різними елементами залежить від багатьох чинників : місце елемента в Періодичній системі; ступінь окиснення у сполуці; характер властивостей, що їх проявляють інші учасники реакції, кислотність середовища, тощо.

Метали у вільному стані можуть бути лише відновниками, а у своїх сполуках проявляти лише позитивні ступені окиснення. Неметали (за винятком фтору) у вільному стані можуть бути як окисниками, так і відновниками.

Сполуки, до складу яких входять елементи у своєму максимальному ступені окиснення, можуть тільки відновлюватися, виступаючи при цьому окисниками, наприклад: HNO₃, K₂CrO₄, KMnO₄, KClO₄, тощо.

Сполуки, що містять елементи в їх мінімальних ступенях окиснення, виступають в окисно-відновних процесах лише як відновники, наприклад: H₂S, NH₃, PH₃ та інші.

Речовини, які містять елементи у проміжних ступенях окиснення, здатні проявляти як окисні, так і відновні властивості. Це залежить від умов реакції та характеру другого елемента, що реагує.

Окисно-відновний дуалізм атомів на проміжних ступенях окиснення деяких елементів дає змогу їм вступати в реакції самоокиснення-самовідновлення, коли одна частина атомів проявляє властивості окисника і відновлюється, а друга – відновника і окиснюється. Наприклад, кисень в пероксиді гідрогену (пероксид водню) має проміжний ступінь окиснення – мінус одиниця, і може як віддавати, так і приєднувати електрони:

2H₂O₂ = 2 H₂O + O₂

H₂O₂ + 2 + 2H⁺ = 2 H₂O

H₂O₂= 2 + O₂+ 2H⁺

Саме цим процесом пояснюється те, що при зберіганні зменшується концентрація розчинів пероксиду водню.

Залежно від властивостей речовин усі окисно-відновні реакції поділяють на три групи:

1. Реакції міжатомного або міжмолекулярного окиснення – відновлення.Це реакції, в яких окисник і відновник містяться у різних атомних або молекулярних частинах, наприклад:

2Mg + O₂ = 2MgO

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

2. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення – відновлення.Це реакції, в яких окисник і відновник входять до складу однієї складної речовини і є різними частками цієї речовини, наприклад, один із варіантів розкладу нітрату амонію при прожарюванні:

NH₄NO₃= N₂O + 2H₂O

Азот з NH₄⁺ віддає чотири електрони ( N^3- - 4 = N⁺), а азот нітрат-іону (NO₃^-) приймає електрони (N⁵⁺ + 4 = N⁺).

Або, в лабораторії отримують кисень при нагріванні перманганату калію:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Марганець у складі перманганату знаходиться у вищому ступеню окиснення (7+) і приймає електрони, стає (6+). Електрони марганцю віддає кисень і з 2- стає в 0 (нульовому) ступеню окиснення.

3. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення):

Cl₂ + KOH = KCl + KClO + H₂O

Cl₂ діспропорціонує на Cl^- , де хлор має ступінь окиснення 1- та на ClO^--іон , в якому хлор в ступеню окиснення 1+.

При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій потрібно чітко розуміти ,які речовини можуть бути окисниками, а які відновниками і як при окисно-відновній реакції зміняться ступені окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Коротко:

Окисниками можуть бути:

1) елементарні речовини, атоми яких приєднують електрони, тобто, типові неметали – F₂, Cl₂, Br₂, J₂, O₂, O₃;

2) позитивно заряджені іони металів з високими ступенями окиснення – Sn⁴⁺, Fe³⁺, Ce⁴⁺,Сu²⁺, Hg²+, тощо, а також іони Гідрогену H+. Залежно від умов проведення реакції ці іони можуть відновлюватись як до іонів з більш низьким ступенем окиснення, так і до вільного стану;

3)кисневмісні сполуки, що містять атоми металів або неметалів з високими ступенями окиснення: HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃, HClO₄, HBrO₄ тощо.

Як відновники можуть бути:

1) елементарні речовини, атоми яких здатні легко віддавати електрони: метали, водень, вуглець та ін.

2) негативно заряджені атоми неметалів: H₂S, H₂Se, H₂Te, HI, HBr та їх солі, а також AsH₃, PH₃, NH₃, NaH,CaH₂ та інші.

3) деякі іони металів з низькими ступенями окиснення: Sn²⁺, Fe²⁺, Hg₂²⁺, Cr²⁺ та ін.

Якщо елемент, який входить до складу хімічної сполуки або простої речовини, має проміжний ступінь окиснення, то він може і приєднувати електрони (бути окисником), і віддавати електрони (бути відновником). До таких речовин належать: I₂, S, H₂O₂, HNO₂, H₂SO₃ та солі цих кислот, H₂S₂ (H-S-S-H), та дисульфіди металів, MnO₂ та ін.

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій є досить складним процесом, особливо розставляння коефіцієнтів. Рекомендується дотримуватися такої послідовності:

1) скласти схему реакції та визначити елементи, які змінюють ступені окиснення;

2) записати рівняння електронного балансу ;

3) підставити у схему рівняння коефіцієнти, які знайдено за рівнянням електронного балансу;

4) повністю розставити коефіцієнти у рівнянні реакції.

Наприклад:

Cr(NO₃)₃ + Cl₂ + KOH

Оскільки хлор у вигляді простої речовини (Cl₂) є сильним окисником, він легко приєднує електрони і перетворюється на хлорид-іони (Cl^-). Іони хрому (Cr³+) у лужному середовищі можуть окиснюватись до хромат-іонів (CrO₄^2-). Отже, схему реакції можна записати так:

Cr(NO₃)₃ + Cl₂ + KOH K₂CrO₄ + KCl + KNO₃ + H₂O

Записуємо рівняння електронного балансу з урахуванням тих форм іонів, що існують в такому середовищі:

Cr³⁺ – 3 + 8 OH^- = CrO₄^2- + 4H₂O | 2 |

Cl₂ + 2 = 2Cl^- | 3 |

Підставляємо коефіцієнти, які знайдено за рівнянням електронного балансу:

2 Cr(NO₃)₃ + 3 Cl₂ + KOH 3K₂CrO₄ + 6 KCl + 6 KNO₃ + 8 H₂O

Після чого, враховуючи, що іони К⁺ з’єднуються не тільки з хромат-іонами, але й з хлорид- та нітрат-іонами, розставляємо коефіцієнти в рівнянні:

2 Cr(NO₃)₃ + 3 Cl₂ + 16 KOH 2 K₂CrO₄ + 6 KCl + 6 KNO₃ +8 H₂O

Приклад 2.

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄

Перманганат-іон (MnO₄^-) в кислому середовищі є сильним окисником і відновлюється до марганцю двовалентного (Mn²⁺), сульфіт-іон (SO₃^2-) віддає два електрони і окиснюється до сульфат-іону (SO₄^2-). Отже:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₄^- + 5 + 8 H⁺ = Mn²⁺ + 4 H₂O | 2 |

SO₃^2- - 2 + H₂O = SO₄^2- + 2 H⁺ | 5 |

Доречи, з цих схем зрозуміло, що реакція має йти в кислому середовищі: з урахуванням множників для перебігу переходу перманганат-іонів в марганець 2+ потрібно 16 іонів гідрогену (водню), а при переході сульфіт-іону в сульфат виділяється 10 іонів, 16-10=6.

Отже,

2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

В окисно-відновних реакціях використовують поняття еквівалент.

Визначається еквівалент шляхом ділення молекулярної маси речовини, що бере участь в окисно-відновному процесі, на кількість електронів, які віддає (або ж приєднує) одна молекула речовини.

Приклад – задача.

Чи буде однаковою молярна маса еквівалента хромової кислоти H₂CrO₄ при взаємодії її з: a) NaOH ? б) HI ?

а) При перебігу реакції таким чином:

H₂CrO₄ + 2 NaOH = Na₂CrO₄ + 2 H₂O

одна молекула хромової кислоти взаємодіє з двома молекулами NaOH, отже молярна масса еквіваленту хромової кислоти у цій реакції дорівнює половині молекулярної маси H₂CrO₄ .

б) При взаємодії хромової кислоти з йодистоводневою кислотою відбувається окисно-відновна реакція

2 H₂CrO₄ + 12 HI = 3 I₂ + 2 CrI₃ + 8 H₂O

CrO₄^2- + 3 + 8 H⁺ = Cr³⁺ + 4 H₂O | 2 |

2 I^- - 2 = I₂ | 3 |

Кожна молекула хромової кислоти приєднує три електрони і молярна маса еквіваленту H₂CrO₄ дорівнює її молекулярній масі, поділеній на 3.

Отже, при взаємодії хромової кислоті з лугом та з йодистоводневою кислотою молярні маси еквівалентів хромової кислоти різні.