1. МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ ТА НАУКИ УКРАЇНИ
УКРАЇНСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ХІМІКО-ТЕХНОЛОГІЧНИЙ
УНІВЕРСИТЕТ
ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ
Програма, методичні вказівки до вивчення теми
для студентів I курсу усіх спеціальностей
Дніпропетровськ УДХТУ 2001
2. МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ ТА НАУКИ УКРАЇНИ
УКРАЇНСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ХІМІКО-ТЕХНОЛОГІЧНИЙ
УНІВЕРСИТЕТ
ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ
Програма, методичні вказівки до вивчення теми
для студентів I курсу усіх спеціальностей
ЗАТВЕРДЖЕНО
на засіданні кафедри
неорганічної хімії
Протокол 10 від 30.05.2001р.
Дніпропетровськ УДХТУ 2001
3. Окисно-відновні реакції
Програма, методичні вказівки до вивчення теми для студентів І курсу усіх
спеціальностей/ Укл.: Є.П. Артюхова, Г.В. Плахотнік, І.Л. Коваленко.- Дніпро-
перовськ: УДХТУ, 2001.- __с.
Методичні вказівки містять питання навчальної програми та теоре-
тичні рекомендації до проведення практичних та лабораторних занять з
курсу “Неорганічна хімія” для студентів І курсу технологічних та механіч-
них спеціальностей.
Укладачі: Є.П. Артюхова, канд.хім.наук,
Г.В. Плахотнік, канд.хім.наук
І.Л. Коваленко
Відповідальний за випуск: О.В. Штеменко, доктор хім. наук, проф.
Навчальне видання
Окисно-відновні реакції.
Програма, методичні вказівки до вивчення теми для студентів І курсу усіх
спеціальностей
Укладачі: Артюхова Євгенія Павлівна
Плахотнік Ганна Віталіївна
Коваленко Ігор Леонідович
Редактор
Коректор
4. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ (ОВР)
Питання програми: Ступінь окиснення. Окисно-відновні процеси. Класи-
фікація. Найважливіші окисники та відновники. Зміна окисно-відновних влас-
тивостей елементів та сполук в періодичній системі. Вплив реакції середови-
ща на проходження ОВР. Складання реакцій ОВР. Еквівалент окисника та від-
новника. Стандартні окисно-відновні потенціали. Використання значень окис-
но-відновних потенціалів для визначення напрямку перебігу ОВР.
При проходженні більшості хімічних реакцій змінюється електронна гус-
тина атомів реагуючих речовин. Зміна електронної густини, в свою чергу, приз-
водить до зміни ступеня окиснення елементів.
Ступінь окиснення (С.О.) це умовний заряд("+","0","-") атому в сполуці,
виходячи з допущення, що надана сполука складається з іонів.
Ступінь окиснення атомів в сполуках визначають, виходячи з таких поло-
жень:
1) Ступінь окиснення елемента в простих речовинах дорівнює нулю. На-
приклад: O2
0
, N2
0
, H2
0
, Me0
, S0
тощо.
2) Ступінь окиснення Оксигену в сполуках дорівнює -2. Винятком є пе-
роксиди (H2O2
-1
,Na2O2
-1
), надпероксиди (КО2
-1/2
), озоніди (КО3
-1/3
) та
фторид Оксигену (О+2
F2).
3) Гідроген в сполуках має ступінь окиснення + 1. Винятком є гідриди
металів (NaH-1
, CaH2
-1
).
4) Алгебраїчна сума С.О. елементів в нейтральній молекулі дорівнює
нулю, в складному іоні – зарядові іона.
Приклад. Визначити С.О. підкреслених елементів в наданих частинках:
2
7
x
2
1
2 OCrK
2(+1) + 2х + (-14) = 0, х = +6
2
2
3
x2
ONMg
2 + 2х + (-6 .
2) = 0, х = +5
2
4
x
OMn 2 + (-8) = - 1, х = +7
1
4
x
HN х + 4 = +1, х = - 3
42
5
x
2 OAs
2х + (- 10) = - 4, х = +3
121
3
x
HOHC
х + 3 + (- 2) + 1 = 0 х = - 2
5. Поняття ступеня окиснення не слід ототожнювати з поняттям валентність
атомів.
Валентність – це число хімічних зв’язків, якими даний атом сполучений з
іншими.
Валентність не має знака (“+” або “–”) та не може дорівнювати нулю. Аб-
солютне значення валентності і С.О. може співпадати, але може й не співпада-
ти.
Наприклад: Визначити валентність і ступінь окиснення Нітрогену в сполу-
ках:
Валентність С.О.
N2 N N 3 0
N2H4 N – N 3 - 2
NH3 N H 3 - 3
NH2OH N O H 3 - 1
Реакції, які супроводжуються зміною ступеня окиснення елементів, нази-
ваються окисно-відновними реакціями (ОВР).
Будь яка окисно-відновна реакція складається з процесів окиснення та від-
новнення.
Окиснення – це процес, в наслідок якого атом, молекула або іон віддають
електрони.
Наприклад: Fe0
– 2ē Fe2+
H2
0
– 2ē 2H+
SO3
2-
– 2ē SO4
2-
Sn2+
– 2ē Sn4+
Відновнення – це процес, внаслідок якого атом, молекула або іон приєд-
нують електрони.
Наприклад: S0
+ 2ē S2-
Cl2
0
+ 2ē 2Cl-
Fe3+
+ 1ē Fe2+
(N3+
O2)-
+ 1ē N2+
O
Процес окиснення супроводжується збільшенням ступеня окиснення від-
повідних елементів, а відновнення, навпаки, - зменшенням ступеня окиснення
елементів.
Ступінь окиснення
– 4 – 3 – 2 – 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 + 6 + 7 + 8
Окиснення
Відновнення
H
H
H
H
H
H
H
H
6. Частинка (атом, молекула, іон), що містить елемент, який віддає електро-
ни, називається відновником.
Частинка, що містить елемент, який приєднує електрони, називається оки-
сником.
Процеси приєднання і віддавання електронів відбувається одночасно: одні
сполуки відновнюються, а інші окиснюються.
Окисник + nē відновник
Відновник – nē окисник
Необхідною умовою ОВР є електронний баланс, тобто кількість електро-
нів, які віддає відновник має дорівнювати кількості електронів, які приймає
окисник.
1. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій.
Застосовуються два методи складання рівнянь ОВР – метод електронного
балансу і метод напівреакцій.
1.1. Метод електронного балансу.
За цим методом складання ОВР легше провести за стадіями:
1. Встановити формули вихідних речовин та продуктів реакції.
KMnO4 + Na2S + H2SO4 MnSO4 + S + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
2. Визначити ступінь окиснення елементів у вихідних речовинах і продук-
тах реакції (частіше кількість тих, які змінюють С.О.)
OHSONaSOKSSOMnSOHSNaOMnK 24242
0
4
2
42
2
24
7
3. Визначити число електронів, яке віддає відновник (підписати під відно-
вником) і число електронів, яке приймає окисник (підписати під окис-
ником). Поставити коефіцієнти перед відновником і окисником, та про-
дуктами окиснення і відновнення виходячи з кратного числа. Перевірте
себе: число підкреслених атомів повинно бути однаковим.
OHSONaSOKS5SOMn2SOHSNa5OMnK2 24242
0
4
2
42
2
24
7
+5ē -2ē
окисник відновник
кратне число = 10
7. Коефіцієнти електронного балансу – це основні коефіцієнти, і співвідно-
шення між їх числовими значеннями є сталим.
4. Розставте коефіцієнти для інших речовин, що беруть участь у реакції
(K2SO4, Na2SO4,H2SO4)
OHSONaSOKSSOMnSOHSNaOMnK 24242
0
4
2
42
2
24
7
552852
5. На основі балансу атомів Гідрогену визначають кількість молекул води
OHSONaSOKSMnSOSOHSNaKMnO 2424244224 8552852
6. Кількість атомів Оксигену в ОВР не зрівнюють, а баланс Оксигену ви-
користовують для перевірки знайдених коефіцієнтів.
1.2. Найважливіші окисники і відновники
Окисниками і відновниками можуть бути як прості так і складні речовини.
Елементи, як метали, так і неметали, в найнижчому ступені окиснення можуть
виявляти лише відновні властивості. Елементи у найвищому ступені окиснення
можуть лише приймати електрони і тому виступають тільки як окисники. Еле-
менти з проміжними ступенями окиснення, залежно від умов, можуть виявляти
як окисні так і відновні властивості. В таблиці наведені найважливіші окисники
і відновники.
НАЙВАЖЛИВІШІ ОКИСНИКИ
Окисник Реакції середовища Продукт відновнення
KMnO4
Кисле
Нейтральне
Лужне (KOH)
Сіль Mn2+
MnO2
K2MnO4
K2CrO4, K2CrO7
Кисле
Нейтральне
Лужне (KOH)
Сіль Cr3+
Cr(OH)3
В розчині K[Cr(OH)4]
В розплаві KCrO2
H2SO4
(концентрована)
Кисле
SO2, H2S
збільшення сили віднов-
ника і температури
HNO3
(концентрована)
HNO3
(розведена)
Кисле
NO2
NO
NaBiO3
Кисле
сіль Bi3+
8. KClO
KClO2
KClO3
KClO4
Будь яке KCl
KГOn (де Г=Br, J) Будь яке частіше Г2
0
Сполуки Fe(III) Будь яке Сполуки Fe(II)
Сполуки Cu(II) Будь яке
Сполуки Cu(I) (солі від
безоксигенових кислот
або Cu2O), Cu0
Сполуки Ag(I) Будь яке Ag0
MnO2 Кисле сіль Mn2+
PbO2
Кисле
Лужне (KOH)
сіль Pb2+
В розчині: K2[Pb(OH)4]
В розплаві : K2PbO2
H2O2, надпероксиди, O2 Будь яке
H2O
2O2-
(входе до складу во-
ди, кислот, основ, солей)
Галогени Г2 Будь яке 2Г-1
S0
Будь яке S2-
P0
Будь яке PH3 (фосфін)
Найважливіші відновники
Відновники Реакція середовища Продукти окиснення
Сполуки S(IV)
Сполуки N(III)
Сполуки P(III), P(I)
Будь яке
Кисле
Будь яке
Сполуки S(VI)
Сполуки N(V)
Сполуки P(V)
Сполуки Fe(II) Кисле
Лужне
сіль Fe3+
Fe(OH)3
Сполуки Sn(II) Кисле
Лужне (KOH)
сіль Sn4+
В розчині
K2[Sn(OH)6]2-
В розплаві K2SnO3
HCl (концентрована) Кисле Cl2
HBr, KBr Будь яке Br2
HJ, KJ Будь яке I2
H2S, K2S
H2O2
NH3
PH3
H2
Me0
(метали)
Будь яке
Будь яке
Будь яке
Будь яке
Будь яке
Будь яке
S0
, SO2, S(VI)
(див. примітку)
O2
N2
P(V)
2H+
солі Men+
n=1,2,3
9. Амфотерні метали
(Be, Zn, Al, Sn, Pb, Cr, Sb
тощо)
Неметали (S, P, B)
Лужне
Кисле
H2↑ + гідроксокомплекс
Сполуки з вищим ступе-
нем окиснення (окисни-
ки H2SO4(к), HNO3(к)
тощо)
Примітка
1. KMnO4, K2Cr2O7 утворюються в кислому середовищі
2. K2MnO4, K2CrO4 утворюються в лужному середовищі
3. Всі неметали з любого ступеня окиснення HNO3 концентр. окиснює до ви-
щих оксигенвмісних кислот
4.
частіше в розчині S0
В газовій фазі SO2
S2-
HNO3(к), H2O2(к) SO4
2-
надлишок Cl2, Br2
5. Сполуки амфотерних металів в лужному середовищі утворюють гідроксоко-
мплекси.
6. Речовини, що містять атоми з проміжними ступенями окиснення, (H2O2,
NO2
-
, SO3
2-
) виявляють окисно-відновну двоїстість.
7. Sn, Sb, Ge тощо по відношенню до HNO3 конц. поводять себе як неметали.
Атоми металів легко віддають валентні електрони і перетворюються на по-
зитивно заряджені іони. Тому метали є тільки відновниками. Кількісно хімічну
активність металів характеризують значення стандартних електродних потенці-
алів, які є в кожному довіднику з хімії. На основі знань електродних потенціа-
лів метали розташовуються в ряд напруг.
K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Ag Au
Відновні властивості металів зменшуються
K+
Ba2+
Ca2+
Na2+
Mg2+
Al3+
Mn2+
Zn2+
Fe2+
Co2+
Ni2+
Sn2+
Pb2+
2H+
Bi3+
Cu2+
Ag+
Au3+
Окисні властивості іонів збільшуються
10. Відношення металів до кислот
Метали, які знаходяться в ряду напруг.
Кислота До Н Після Н
H2SO4 розб, HCl
HNO3 розб
HNO3 конц
H2SO4 конц
H2
NO, N2O, N2, NH4NO3
Збільшення активності
металу
NO2
(ЛМ, ЛЗМ — N2O)
H2S (SO2)
Не реагують
NO
NO2
SO2
1.3. Метод напівреакції.
Окисно-відновні потенціали. Напрямок окисно-відновних реакцій.
В довідниках з хімії є таблиці стандартних окисно-відновних потенціалів.
Ці таблиці дають можливість:
складати рівняння будь яких ОВР;
кількісно охарактеризувати силу окисника і відновника;
визначити можливість та напрямок перебігу будь якої ОВР.
В цих таблицях:
1. Процеси окиснення і відновнення надані самостійно у вигляді напіврів-
нянь: окисна форма +nē ⇆ відновна форма.
2. Для кожної напівреакції наведені значення і знак стандартного окисно-
відновного потенціалу φ0
298 (Е0
298), який вимірюється у вольтах.
Наприклад: MnO4
–
+ 8H+
+ 5ē ⇆ Mn2+
+ 4H2O; φ0
298 = +1,51В.
Значення цих потенціалів кількісно характеризує здатність систем при-
єднувати або віддавати електрони.
Значення потенціалу для наведеної напівреакції φ0
298 = +1,51В одночас-
но характеризує окисні властивості MnO4
–
і відновні властивості Mn2+
.
3. Чим більшою є величина окисно-відновного потенціалу, тим сильніші
окисні властивості
I2 + 2ē 2I–
φ0
298 = + 0,53В
F2 +2ē 2F–
φ0
298 = + 2,87В
Порівняння значень φ0
298 показує, що найбільш сильним окисником буде
F2, найменш - I2.
4. Чим меншим є значення φ0
298, тим сильніші відновні властивості.
Порівняння значень φ0
298 показує, що найбільш сильним відновником бу-
де I1-
, найменш – F1-
.
11. 5. Усі речовини, іони і атоми, які мають більші значення φ0
298 є окисника-
ми відносно тих, що мають менші значення φ0
298.
З наведених прикладів видно, що MnO4
–
буде окисником відносно I1-
; не
може бути окисником відносно F1-
, а F2 є окисником відносно Mn2+
і I1–
.
6. Можна визначити напрямок і можливість перебігу будь-якої ОВР.
Умовою здіснення ОВР є додатне (позитивне) значення різниці:
φ0
298(окисник) – φ0
298(відновник) 0.
Наприклад, треба встановити, чи окиснюватиме перманганат-іон до
вільного стану іодид- та флуорид-іони. Для цього рахуємо різницю по-
тенціалів:
φ0
MnO4
–
/Mn2+
– φ0
F2/2I–
= 1.51 – 0.53 > 0
φ0
MnO4
–
/Mn2+
– φ0
I2/2F–
= 1.51 – 2.87 < 0.
Тобто MnO4
–
може окиснювати тільки I–
.
7. Для написання рівняння ОВР треба скласти дві напівреакції, помножив
рівняння іонної напівреакції на такий коефіцієнт, щоб кількість елект-
ронів, які приєднуються, дорівнювали кількості відданих електронів.
MnO4
–
+ 8H+
+ 5ē Mn2+
+ 4H2O 2
2I–
– 2ē = I2
0
5
Знайдені коефіцієнти переносять в нове іонне рівняння ОВР.
2MnO4
–
+ 10I–
+16n+
2Mn2+
5I2 + 8H2O.
Записують молекулярне рівняння реакції з додаванням іонів, які не бе-
руть участі в процесах окиснення-відновнення.
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O.
Метод напівреакції використовується для ОВР, які проходять лише в
розчинах.
