11.3. Окисно-відновні реакції

Відповідно до правил визначення ступенів окиснення, викладених у підрозд. 6.16, при анодній реакції (11.2) підвищується ступінь окиснення Хлору від —1 до 0, що супроводжується втратою електрона, який переходить на електрод (на анод). Збільшення ступеня окиснення описується як окиснення. Анодна реакція — реакція окиснення. Аналогічно катодна реакція [рівняння (11.1)], при якій електрон переходить з катода й спричиняє зниження ступеня окиснення Натрію від +1 до 0, розглядається як відновлення: катодна реакція — реакція відновлення.

Цілком очевидно, що окиснення можна описати як втрату електрона, а відновлення — як набуття електрона. У звичайних окисно-відновних реакціях ці два процеси відбуваються одночасно, причому інколи шляхом безпосередньої передачі електронів від атомів, що окиснюються, до атомів, що відновлюються.

Дуже часто зручно записувати рівняння окисно-відновної реакції, склавши спершу рівняння для обох електродних реакцій (вони можуть бути гіпотетичними) і потім підсумувавши їх так, щоб електрони скорочувалися.

Перше, що слід зробити, — це переконатися в тому, що відомі реагенти й продукти реакції. Потім треба точно встановити, що є відновником, а що окисником, записавши рівняння реакцій, які відбуваються з утратою електронів і з їх одержанням; нарешті, слід підсумувати ці рівняння, як показано в наступному прикладі.

Окисником є перманганат-іон MnO₄^-; при відновленні в кислому розчині він перетворюється на іон Мангану Mn²⁺. Іон Феруму Fe²⁺ може здійснити це відновлення. Напишіть рівняння реакції між іоном MnO₄^- та іоном Феруму Fe²⁺ у кислому розчині.

Розв'язання. Ступінь окиснення Мангану в іоні перманганату [Mn⁺⁷(O^-2)₄]^- дорівнює +7. Ступінь окиснення в іоні Mn²⁺ дорівнює +2. Звідси випливає, що для відновлення іона перманганату необхідно п'ять електронів. Електронну реакцію можна записати в такому вигляді:

[Mn⁺⁷(O^-2)₄]^- + 5e + інші реагенти → Mn²⁺ + інші продукти (11.9)

Якщо реакції відбуваються у водному розчині, то вода, іони гідроксилу та іони Гідрогену можуть брати в них участь як реагенти й продукти реакцій. Так, у кислому розчині іон Гідрогену може бути як реагентом, так і продуктом реакції; у цій самій реакції вода також може бути реагентом і продуктом реакції. У кислих розчинах іон гідроксилу перебуває в украй низьких концентраціях, і навряд чи можна очікувати, що він братиме участь у реакції. Отже, у даному випадку в реакцію можуть вступати вода та іони Гідрогену.

Реакція (11.9) за електричними зарядами не збалансована; у лівій частині рівняння є шість негативних зарядів, а в правій — два позитивні заряди. Крім іонів Mn²⁺, у реакції можуть ще брати участь тільки іони Гідрогену, і число їх, необхідне для збереження електричних зарядів, дорівнює 8. Таким чином, дістаємо

MnO₄^- + 5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + інші продукти (11.10)

Оксиген і Гідроген у даному випадку перебувають у лівій частині рівняння реакції, а не в правій; якщо замість «інших продуктів» поставити 4H₂O, то буде повністю дотримано правило збереження рівного числа атомів у правій і лівій частинах рівняння

MnO₄^- + 5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O (11.11)

Можна перевірити це рівняння трьома способами й переконатися, що точно дотримується зміна ступеня окиснення (використовуються 5 електронів, і ступінь окиснення Мангану змінюється на -5, від Mn⁺⁷ до Mn⁺²), зберігається сумарний електричний заряд (у лівій частині рівняння -1 -5 +8, у правій частині +2) і зберігається однакове число атомів до і після реакції; таким чином, переконуємося в правильності рівняння.

Електронну реакцію окиснення іона двовалентного Феруму тепер можна записати так:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e (11.12)

Це рівняння також задовольняє всі три вимоги.

Рівняння окисно-відновної реакції можна скласти з двох електронних реакцій так, щоб число електронів, що вивільняються в одній реакції, дорівнювало числу електронів, які використовуються в другій. Це досягається множенням рівняння (11.12) на 5 і додаванням його до рівняння (11.11)

                       5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e

     MnO₄^- + 5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

MnO₄^- + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

Щоб переконатися, що не припущено помилки, корисно й сумарне рівняння перевірити трьома способами.

Немає потреби в усіх випадках виконувати всі ці розрахунки. Деякі рівняння виявляються настільки простими, що їх можна відразу написати й швидко перевірити. Як приклад можна навести відновлення іона Аргентуму Ag⁺ металевим цинком

Zn (кр.) + 2Ag⁺ (водн.) → 2Ag (кр.) + Zn²⁺ (водн.)

Інколи окиснення й відновлення відбуваються в процесі розкладання однієї сполуки. Так, амоній нітрит розкладається на воду й азот

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

При цій реакції атом Нітрогену в стані окиснення +3 (в іоні NO₂^-) окиснює інший атом Нітрогену в стані окиснення -3 (в іоні NH₄⁺), унаслідок чого обидва атоми Нітрогену переходять у нейтральний стан N⁰ (у молекулі N₂).

Окисна або відновна здатність того чи іншого окисника або відновника визначається числом електронів, що беруть участь в його відновленні або окисненні. При правильно складеному рівнянні окисно-відновного процесу кількості окисника й відновника, що беруть участь у реакції, мають забезпечувати рівні окисну й відновну здатності.

Окисний еквівалент або відновний еквівалент речовини дорівнює такій її кількості, яка приймає або віддає один електрон (один моль електронів). Отже, грам-еквівалентна маса (еквівалентна маса, виражена в грамах) калій перманганату, що є окисником у кислому розчині [див. рівняння (11.11)], дорівнює одній п'ятій молекулярної маси перманганату, тоді як грам-еквівалентна маса іона двовалентного Феруму, що є відновником, точно дорівнює грам-атомній масі Феруму.

Окисники й відновники реагують між собою в кількостях, що відповідають їхнім еквівалентним масам, оскільки в цьому випадку вони віддають або одержують одну й ту саму кількість електронів.

Розчин окисника або відновника, що містить 1 грам-еквівалент маси в 1 л розчину, називається однонормальним розчином (1 н.). У загальному випадку нормальність розчину визначається числом грам-еквівалентів окисника або відновника в одному літрі.

Із цього означення випливає, що рівні об'єми розчинів окисника й відновника однієї й тієї самої нормальності реагують між собою без залишку.

Якою буде нормальність розчину перманганату як окисника в кислому середовищі, якщо одну десяту частину моля KMnO₄ (1/10×158,03 г) розчинити у воді й довести об'єм до 1 л?

Відповідь. Для відновлення перманганат-іона в кислому розчині необхідно 5 електронів [рівняння (11.11)]. Отже, 1 моль дорівнює п'яти еквівалентам. Звідси випливає, що розчин буде 0,5 н.

При визначенні нормальності слід звертати увагу на умови застосування реагенту. Так, іон перманганату інколи застосовують як окисник у нейтральному або лужному розчині, в яких він відновлюється лише до манган(IV) оксиду MnO₂; при цьому Манган має ступінь окиснення, що дорівнює 4. Описаний вище розчин у цьому випадку матиме нормальність, що дорівнює 0,3.