Приклад окислювально-відновної реакції:
2Na (тв) + Cl2 (г) → 2NaCl (тв)
Атоми натрію окислюються до катіонів натрію Na + (Na → Na + + 1e -), атоми хлору відновлюються до аніонів Cl - (Cl2 + 2e - → 2Cl -), дані реакції відбуваються одночасно.
Ступінь окислення
У нейтральному атомі кількість електронів чисельно дорівнює електричному заряду атома. Ступінь окислення - це умовне позначення різниці між кількістю електронів даного атома і кількістю електронів в нейтральному стані. Ступінь окислювання позначається цифрою і знаком плюс або мінус над назвою атома. Плюс ставиться коли заряд атома математично позитивний, мінус - якщо від'ємний. Наприклад, кальцій - в нейтральному стані має 20 електронів. Ca +2 - іон кальцію зі ступенем окислення "+2", тобто у даного катіона 18 електронів.
Проста речовина - це речовина, молекули якого складаються з однакових атомів, наприклад O, O2. O3 і інші. Ступінь окислювання атома простої речовини завжди дорівнює нулю.
Метали першої та другої груп мають ступінь окислення 1 і 2 відповідно.
У з'єднаннях фтор завжди має ступінь окислення "-1". Кисень в більшості з'єднань має ступінь окислення "-2", крім пероксидов, в яких ступінь окислення дорівнює -1: O -. Водень має ступінь окислення "-1" в гидридах металів (NaH, CaH2. Та інші), в інших випадках водрод має ступінь окислення "+1".
Окислення і відновлення
Процес, в якому речовина віддає електрони називається окисленням - ступінь окислення підвищується. Зворотний процес - прийняття електронів, називається відновленням. Обидва процеси відбуваються одночасно: в результаті окислення одного елемента відновлюється інший.
В якості відновника найчастіше використовуються:
- метали
- водень
- вугілля
- Окис вуглецю (II) (CO)
- Сірководень (H2 S)
- Оксид сірки (IV) (SO2)
- Сірчиста кислота H2 SO3 і її солі
- Галогеноводородних кислоти і їх солі
- Катіони металів в нижчих ступенях окислення: SnCl2. FeCl2. MnSO4. Cr2 (SO4) 3
- Азотистая кислота HNO2
- аміак NH3
- Гідразин NH2 NH2
- Оксид азоту (II) (NO)
- Катод при електролізі
Як окислювач використовуються:
Також існують речовини, які можуть бути як окислювачами, так і відновниками, в залежності від умов проведення реакції. В основному, це речовини з атомами в проміжній ступеня окислення:
- Оксид сірки (IV) (SO2)
- Сірчиста кислота H2SO3 і її солі
- Пероксид водню (H2O2)
- Азотистая кислота HNO2 і її солі
рівняння редокс
Реакція редокс (з англійської redox - reduction-oxidation) зрівнюється в два етапи: реакція розбивається на дві полуреакции - окислення і відновлення, кожна з них математично зрівнюється щодо маси речовини і потім за кількістю електронів, потім обидві реакції поєднуються, зрівнюючи кількість електронів в обох реакціях.
Розглянемо на прикладі реакції
Fe 2+ (р-р) + I2 (тв) ↔ Fe 3+ + I - (р-р)
1. Розіб'ємо реакцію:
Fe 2+ → Fe 3+ - окислення
I2 → I - - відновлення
2. зрівняти по масі:
Fe 2+ - e - → Fe 3+ - окислення
I2 + 2 e - → 2I - - відновлення