Вступ

Окисно-відновні процеси є невід’ємним компонентом, характерним для aструктура хімічних сполук, хімічні елементи переходять з одних валентних станів у інші, що має принципове значення для органічної і неорганічної хімії. Окисно-відновні процеси супроводжуються зміною кількісних і якісних параметрів систем, в яких вони мають місце, що дає змогу використовувати їх в аналітичних цілях, тому недарма окисно-відновні реакції посідають чільне місце в якісному і кількісному аналізі. Окисно-відновні перетворення біоорганічних сполук є провідним гарантом існування біосистем і регулятором їх енергетичного балансу. Тому безсумнівно, що хімія окисно-відновних процесів має важливе значення у загальному контексті хімічної науки.

Вивчення базових понять і основних закономірностей окисно-відновних перетворень, усвідомлення їх суті, визначення напрямків їх проходження і аналіз енергетичних характеристик склали основу даної роботи. Ця робота стане внагоді вчителям і учням загальноосвітніх закладів при підготовці і проведенні занять, тематика яких включає вивчення окисно-відновних процесів, а також у процесі позакласної роботи.

a

Ступінь окиснення

Усі окисно-відновні реакції супроводжуються процесами електронного обміну між частинками взаємодіючих речовин.

Розглянемо процес окиснення магнію киснем:

2Mg_(т) + O2_(г) →2MgO_(т)

Продукт реакції - оксид магнію MgO  - тверда речовина з кристалічною граткою йонного типу, в вузлах якої містяться йони Mg²⁺   і  O^2-. Тому дану реакцію можна звести до утворення йонів магнію з атомів Mg і йонів кисню O^2- з молекул кисню:

2Mg → 2Mg²⁺ + 4e^-

O^2- + 4e^- →2O^2-

Додавши дані рівняння:

2Mg + O₂ + 4e^- →2Mg²⁺ + 2O^2- + 4e^-

І скоротивши кількість електронів в лівій і правій частині отримуємо:

2Mg + O₂ → 2Mg²⁺ + 2O^2-

Йони Mg²⁺  і   O^2- формують оксид магнію:

 2Mg2+ + 2O2- → 2MgO

В даній реакції чітко розмежовуються два процеси: віддача електронів атомами магнію і приєднання електронів молекулами кисню, що дозволяє беззаперечно віднести реакцію до окисно-відновних.

Ступінь окиснення – це умовний заряд, що виник би на певному атомі в сполуці за умови цілковитого зміщення спільних електронних пар зв’язків цього атома до більш електронегативного атома.

В молекулі HCl, за умови повного зміщення спільної електронної пари зв’язку H - Cl , на атомі водню виникне заряд +1, а на атомі хлору -  -1; таким чином говорять, що ступінь окиснення водню в HCl складає +1, а хлору -  -1.

При позначенні ступеня окиснення спочатку вказують заряд (+ чи -), а згодом – число (наприклад -1, +3, +5, -3, +6). Ступінь окиснення надписують над атомом елемента в сполуці, або вказують в дужках після знаку цього елемента:

                               +5              -1  +1

                           H3РO4,        HCl,  або Cl (-1), P(+5)

Для визначення ступенів окиснення елементів користуються рядом правил:

1. Ступінь окиснення у простих речовинах дорівнює нулю. (Наприклад, атоми елементів у сполуках H₂, Na, Br₂, S₈, O₂, P₄, Ni мають нульовий ступінь окиснення).

2. Ступінь окиснення кисню в більшості сполук складає -2 (наприклад: CuO, CO₂), але в сполуках пероксидного типу (H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂) ступінь окиснення кисню дорівнює -1.

3. Водень переважно володіє ступенем окиснення +1 (H₂O, NH₃, HBr), за винятком гідридів металів, де ступінь окиснення водню дорівнює -1 (CaH₂, LiH).

4. Лужні метали мають ступінь окиснення +1, метали другої групи головної підгрупи - +2, алюміній  - +3 майже в усіх сполуках.

5. Флуор завжди володіє ступенем окиснення -1, галогени мають такий ступінь окиснення лише в бінарних галогенідних сполуках типу елемент-галоген, за умови, що відносна електронегативність елемента нижча ніж електронегативність галогену.

6. Сума ступенів окиснення елементів у складних хімічних сполуках повинна дорівнювати нулю.

7. В простих йонах (Na⁺, Cr³⁺, S^2-) ступінь окиснення елемента визначається зарядом йона. В складних йонах (NH₄⁺, CO₃^2-, SO₄^2-, COO^-, HPO₄^2-) сума ступенів окиснення атомів елементів повинна дорівнювати заряду йона.

Алгоритм визначення ступеня окиснення:

У випадку,коли невідомі ступені окиснення двох і більше елементів, слід скористатися таблицею, де вказані можливі ступені окиснення для хімічних елементів.

За даними таблиці 2 додатку можна встановити деякі загальні закономірності ступенів окиснення елементів:

Метали мають переважно позитивні ступені окиснення, а для неметалів характерні як і позитивні ступені окиснення, так і негативні значення цього показника;

В більшості елементів максимальний ступінь окиснення співпадає з номером групи, де знаходиться даний елемент;

Метали побічних підгруп, як правило, мають кілька значень ступенів окиснення. Це ж стосується елементів IV – VII груп головних підгруп (за винятком флуору).

Поняття про окисно-відновні реакції

Всі хімічні реакції умовно поділяються на два типи: реакції зі зміною ступенів окиснення елементів і реакції без зміни ступеня окиснення. Для прикладу розглянемо взаємодію соляної кислоти (розчин HCl) з гідроксидом натрію:

HCl +NaOH → NaCl + H₂O

Визначимо ступені окиснення елементів у сполуках:

+1 -1          +1 -2 +1             +1   -1         +1   -2

HCl      NaOH         NaCl      H₂O

На атоми натрію і хлору, ні кисень і водень не змінюють ступені окиснення. Зрозуміло, що дана реакція належить до реакцій без зміни ступенів окиснення.

Інший процес, відомий як один з методів добування хлору в лабораторії, - взаємодія    з перманганатом калію  (RMnO4):

KMnO₄ + HCl →  MnCl₂ + KCl + Cl₂ + H₂O

Ступені окиснення елементів у сполуках:

+1  +7  -2     +1 -1      +2   -1      +1 -1      0      +1 -2

KMnO₄, HCl, MnCl₂, KCl, Cl₂, H₂O 

В результаті реакції змінюють ступінь окиснення два елементи – манган і хлор. Атоми Mn зі стану Mn(+7)  переходять в Mn (+2), а атоми хлору – з Cl(-1)  в Cl(0).

Реакція є прикладом процесу, що відбувається зі зміною ступенів окиснення елементів.

 Типи окиснювально-відновних реакцій.                              

                                 Класифікація ОВР

Міжмолекулярна      Внутрішньомолекулярна    Диспропорціонування

1. Міжмолекулярна ОВР (Реакції міжатомного і міжмолекулярного окиснення-відновлення - обмін електронами відбувається між різними атомами, чи молекулами, йонами. Наприклад, найпростіші реакції сполучення і заміщення:

2Ca+O₂ = 2CaO

2Hl+Br₂ = 2HBr + I₂

2Al + 3CuSO₄ =Al₂( SO₄)₃ +3Cu

+1-1         0            +1 -1        0

2КІ + Cl₂ → 2КCl + І₂

                                -1                      0

 відновник           2І – 2e^- → І₂                                 1 окиснення

                                  0                        -1

 окисник              Cl₂ + 2e^- → 2Cl                     1 відновлення

 2. Внутрішньомолекулярні     ОВР. У цих реакціях одна складова частина молекули виконує функцію окислювача, а інша відновлювача. Найпростішими прикладами таких реакцій можуть служити процеси термічного розкладання складної речовини на більш прості складові частини,

+1 +5 -2               +1  +3 -2         0

2NaNO₃  →  2NaNO₂  + O₂      

відновник   2O^-2  - 4е^- → O ⁰₂      1 окиснення

окисник      N⁺⁵   + 2е^- →  N⁺³        2 відновлення

3.Диспропорціонування

(Самоокислення-самовідновлення) характерні для сполук чи простих речовин, що відповідають одному з проміжних значень ступеня окиснення даного елемента (реакції, в яких атоми одного і того ж елемента вихідної речовини зазнають одночасного окиснення і відновлення), наприклад:

Cl₂+2NaOH → NaCl +NaClO₃ + H₂O

Атоми хлору у складі молекул змінюють ступінь окиснення у двох напрямках: окиснюючись до хлору (+5) хлорату натрію і відновлюючись до хлору (-1) хлориду натрію:

0                      +5

Cl – 5e^- = Cl        5         1

0                     -1

Cl + e^- = Cl          1          5

Отримані методом електронного балансу коефіцієнти 5 і 1 стосуються лише KClO₃ і KCl. Кількість молекул хлору визначається півсумою цих коефіцієнтів. Загалом, рівняння описаної реакції набуває вигляду:

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

   +4-2           +1 -2            +1+5-2        +1+3-2

2NO₂  +  H₂O  →  HNO₃  + HNO₂ 

відновник   N⁺⁴  -  1е^- → N⁺⁵         1 окиснення

окисник      N⁺⁴  + 1е^- →  N⁺³        1  відновлення

Процеси обміну електронів – умова проходження окисно-відновних реакцій

Зміна ступеня окиснення в окисно-відновних реакціях може відбуватися двояко. Ступінь окиснення може збільшуватися, як у випадку:

Cr(+3)  → Cr(+6)

а  може зменшуватися:

S(+6) → S(-2)

Щоб з’ясувати, чим зумовлюється зміна ступенів окиснення, зобразимо електронні конфігурації атомів хрому і сірки у вище зазначених ступенях окиснення:

Нейтральний атом Cr

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹                                    24 електрони

Cr (+3) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s¹                       21 електрон  

Cr(+6) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁰4s⁰                       18 електронів

Нейтральний атом S

1s²2s²2p⁶3s²3p⁴                                             16 електронів

S(+6) 1s²2s₂2p⁶3s⁰3p⁰                                   10 електронів

S(-2) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶                                     18 електронів

Атом хрому в ступені окиснення (+3) має на 3 електрони більше, ніж Cr(+6), а  S(+6), в порівнянні з S (-2), має на 8 електронів менше.

Для того, щоб здійснився процес переходу Cr(+3)  в Cr(+6) необхідно від атома Cr(+3) відщепити 3 електрони:

+3                   +6

Cr – 3e^- = Cr

Аналогічно для перетворення  S(+6) в S(-2) необхідно для атома  S(+6) приєднати 8 електронів:

+6                -2

S + 8e^- = S

Загалом, приєднання електронів зумовлює зменшення ступеня окиснення елемента, а віддача електронів атомом елемента підвищує ступінь окиснення цього елемента. Саме процеси приєднання і віддачі електронів складають основу окисно-відновних реакцій. 

Окиснення і відновлення

В будь-якій окисно-відновній реакції мінімум два елементи змінюють ступінь окиснення. Так, в реакції:

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

Срібло змінює ступінь окиснення, переходячи з Ag(0) в Ag(+1), а кисень – з О (0) в О (-2). При цьому здійснюються електронні переходи:

0                       +1

Ag – e^- = Ag                    (віддача електронів)

0                          -2

O₂ + 4e^- = 2O                    (приєднання електронів) 

Електрони, які віддає атом срібла приєднуються молекулою кисню, отже в системі відбувається обмін електронами. Процес віддачі електронів атомом елемента, що супроводжується збільшенням ступеня окиснення даного елемента називають окисненням (від англ. oxidation ).

Процес приєднання електронів атомом елемента, що супроводжується зменшенням ступеня окиснення цього елемента називають відновленням (від англ. reduction ).

Тому окисно-відновні реакції деколи називають редокс-реакціями (від перших складів англійських відповідників reduction і oxidation ).

Поняття про окисник і відновник

Тенденцію до приєднання електронів мають атоми елементів з високими ступенями окиснення. Такі атоми є електронодифіцитними, тому приєднання електронів для них є енергетично вигідним. Атом хлору хлорату калію (бертолетової солі) в реакції розкладу переходить зі ступеня окиснення +5 до ступеня окиснення -1, набуваючи стійкої конфігурації 3s23p6. Процес відновлення атомів хлору (+5) відбувається одночасно з окисненням атомів кисню (-2) до кисню (0):

KClO₃ → KCl + O₂

Атоми кисню в ступені окиснення -2 можуть віддавати надлишок електронів, тобто окислюватися, Надаючи електрони для процесу відновлення атомів хлору (+5). В такому випадку стверджують, що атоми хлору (+5) вступають в ролі окисника для атомів кисню (-2). Відповідно, атоми кисню (-2) виступають відновником для атомів хлору (+5).

Окисник – це речовина (елемент), яка в процесі окисно-відновної реакції приймає електрони.

Відновник – це речовина (елемент), яка в процесі окисно-відновної реакції віддає електрони.

Розглянемо реакцію взаємодії магнію з соляною кислотою:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

Атоми магнію, в процесі взаємодії віддають два електрони, перетворюючись в йони Mg²⁺ :

 Mg – 2e^- = Mg²⁺

Отже, атом магнію в реакції з  є відновником. Йони водню Н⁺(Н₃О⁺)⃰

приєднують електрони і переходять в молекулу Н₂:

2Н⁺ + 2е^- = Н₂

Йони Н⁺ виконують функцію окисника у відношенні до атомів магнію.

Підсумовуючи вище сказане, сформулюємо загальне правило для окисно-відновних реакцій.

Окисно-відновна реакція є результатом двох невід’ємних процесів – окиснення і відновлення.

Окиснення – процес віддачі електронів, відновлення – процес їх приєднання.

Окисник – речовина, яка приймає електрони, тобто містить атоми елемента, який підвищує свій ступінь окиснення при проходженні реакції.

Відновник – речовина, яка віддає електрони, тобто містить атоми елемента, який знижує власний ступінь окиснення під час реакції.

Таким чином, в процесі окисно-відновної реакції окисник зазнає відновлення, а відновник – окислюється.

Дані положення проілюструємо такою схемою:

_____________________________

⃰ Йон Н₃О, який можна розглядати як гідратований однією молекулою води Н⁺ - йон, називається йоном гідроксонію.

Короткий огляд окислювальної і відновної здатності хімічних елементів і утворюваних ними речовин

Як було зазначено раніше, окисниками є атоми елементів в таких ступенях окиснення, в яких вони здатні приєднувати електрони.

Серед усіх хімічних речовин окислювальною здатністю володіють переважно ті, що містять атоми елементів з високими ступенями окиснення.

Окиснювальні властивості виявляють нейтральні атоми неметалів (елементів IV – VII груп головних підгруп періодичної системи). На зовнішньому енергетичному рівні ці атоми мають від 4 до 7 електронів, тому приєднання електронів для цих атомів є енергетично доцільним процесом. Окрім цього, дані атоми набувають при приєднанні електронів стійкої октетної конфігурації ns2np6.

Атоми елементів VII-ої групи головної підгрупи – галогени – володіють найсильнішими, з-поміж усіх елементів, окислювальними властивостями у складі простих речовин. Наприклад, вони легко взаємодіють із металами й неметалами:

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

Si + 2Cl₂ = SiCl₄

2Li + I₂ = 2LiI

Ca + F₂ = CaF₂

Майже всі реакції з участю галогенів у вільному стані є екзотермічними. Найбільш сильні окислювальні властивості виявляє флуор. В ряду F→Cl→Br→I→At  окиснювальна здатність елементів у складі простих речовин знижується.

Досить сильними окислювальними властивостями володіють халькогени – елементи VI –ої групи головної підгрупи. Серед них найсильнішим окисником у вільному стані є кисень, а також його алотропна модифікація – озон (О3). Більшість елементів періодичної системи взаємодіє з киснем з утворенням відповідних оксидів:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

S + O₂ = SO₂

Сірка, селен, телур і полоній значно поступаються окислювальною здатністю  кисню, але також здатні до утворення відповідних халькогенідів з менш електронегативними елементами:

Zn + S = ZnS

Ca + Se = CaSe

2Al +3 Te = Al₂Te₃

Елементи: азот, фосфор, арсен, стихій і вісмут складають V –ту групу періодичної системи. Азот – третій за електронегативністю елемент (після флуору і кисню). Тому окислювальні властивості в азоту досить яскраво виражені. Азот окислює багато металів і неметалів з утворенням відповідних нітридів:

6Li + N₂ = 2Li₃N

N₂ + 3Cl₂ = 2Cl₃N

Але, внаслідок високої міцності молекули азоту, дані реакції, в переважній більшості випадків, проходять

 При високих температурах. Для інших елементів цієї групи окислювальні властивості надмірною силою не характеризуються.

Щодо інших неметалів (C, Si, B), то їх здатність до ролі окисників в окисно-відновних процесах є досить незначною.

Йони металів виявляють різну окиснювальну здатність, яка, насамперед, залежить від двох основних факторів: природи йону металу і його заряду. У водних розчинах окиснювальні властивості йонів металів посилюються в ряду:

Li⁺, Rb⁺, K⁺, Cs⁺, Ra²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺, Na⁺, Ac³⁺, La³⁺, Mg²⁺, Sc³⁺, Be²⁺, Al³⁺, Ti³⁺, Mn²⁺, Cr²⁺, Zn²⁺, Ga³⁺, Fe²⁺, Cd²⁺, In³⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, Sb³⁺, Re³⁺, Bi³⁺, Cu²⁺, Rb²⁺, Ag²⁺, Rh³⁺,  Pt²⁺, Au³⁺, Au⁺.

Кожний наступний йон здатний окиснювати атоми металу, що утворюють йони, які знаходяться в ряду до даного йона. Так, йони міді (2+) здатні окиснювати залізо у водних розчинах:

 Cu²⁺ + Fe = Fe²⁺ + Cu

а йони срібла – окислювати мідь:

2Ag⁺ + Cu = Cu²⁺ + 2Ag

Найсильнішими окисниками є йони металів, що знаходяться в ряду праворуч.

Якщо метал утворює кілька йонів, то сильніші окиснювальні властивості притаманні йонам з більшим зарядом. Йони Fe³⁺ , на відміну від йонів Fe²⁺ здатні окиснювати йодид-йони до вільного йоду:

2Fe³⁺ +  2I^- = 2Fe²⁺ + I₂

В аналогічному випадку, окиснювальну здатність у відношенні до йодид-йонів виявляють йони Cu²⁺:

2Cu²⁺  +2I^- = 2Cu⁺ + I₂

Йони Cu⁺ в даній реакції окиснювальних властивостей не виявляють.

Поряд з йонами металів, окиснювальну здатність мають йони Н⁺ (Н₃О⁺).

Йони водню переводять у розчин метали, йони яких стоять в ряду окиснювальної здатності до свинцю включно. Тому усі метали до свинцю взаємодіють з розчинами кислот з витісненням водню і утворенням йонів металу. Так, магній легко взаємодіє з кислотами:

 Mg + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂

Олово і свинець – досить слабко:

Pb + 2H⁺ = Pb²⁺ + H₂

 Метали, що стоять в ряду після свинцю, водень з кислот не витісняють.

Молекули та йони, які містять атоми елементів в найвищих або проміжних, для даного елемента, ступенях окиснення виявляють властивості окисників. До цієї категорії відносяться: нітратна кислота (HNO₃), нітрати (NO₃^-), сульфатна кислота концентрована  і сульфати (SO₄^2-), кисневмісні кислоти хлору і їх солі (HClO, HClO₂, HClO₃) за винятком хлорної кислоти (HClO₄) і її солей – перхлоратів (ClO₄^-), оксид хрому (VI), хромова та дихромова кислоти (H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇ ) та їх солі – хромати і дихромати (CrO₄^2-, Cr₂O₇^2-), оксид мангану(VII), перманганатна кислота (HMnO₄) і перманганати (MnO₄^-), оксид мангану (IV) (MnO₂), сполуки арсену, стибію і бісмуту (+5) – арсенати (AsO₄^3-), антимонати (SbO₃^-, SbO₄^3-), бісмутати (BiO₃^-). Сильними окисниками є також сполуки свинцю (IV) – PbO₂,  заліза (VI) – (FeO₄^2-), селену і телуру (VI) – H₂SeO₄, H₆TeO₆  і їх солі, деякі сірковмісні кислоти і їх солі – H₂S₂O₄, H₂SO₅, H₂S₂O₈ та ін.  

Відновниками є атоми елементів в таких ступенях окиснення, в яких вони здатні віддавати електрони. Відновними властивостями володіють нейтральні атоми або молекули, катіони металів, аніони неметалів, складні йони та молекули, що містять елементи в нижчих або проміжних ступенях окиснення.

Здатність виступати відновниками в окисно-відновних процесах характерна для елементів, які на зовнішньому енергетичному рівні мають не більше чотирьох електронів. До таких елементів належать усі метали і деякі неметали – бор, водень, вуглець, силіцій.

Лужні метали є найсильнішими відновниками. Дещо поступаються їм лужноземельні метали і f-елементи (лантаноїди і актиноїди).

З поміж аніонів неметалів найсильнішими відновними властивостями володіють ті, що утворені атомами елементів з слабкими окислювальними властивостями. Досить сильними відновниками є галогенід-йони (Cl^-, Br^-, I^-), серед яких помітно вирізняються йодид-йони, адже здатні відновлювати речовини з достатньо слабкою окислювальною здатністю. Відновні властивості притаманні халькогенід-аніонам (S^2-, Se^2-, Te^2-), нітрид-йонам і фосфід-йонам (N^3-, P^3-), а також гідрид-аніонам (H^-).

Як було зазначено вище, всі йони металів володіють окислювальними властивостями. Але, поряд зі здатністю окислювати, для деяких катіонів металів характерна відновлюючи здатність. Сказане, перш за все, стосується йонів металів з нижчими ступенями окиснення, за умови наявності для даного металу йонів з вищими ступенями окиснення.

Так, йони  Fe²⁺ здатні відновлювати бром до бромід-йонів:

2Fe²⁺ + Br₂ = 2Fe³⁺ + 2Br

Або катіони Au³⁺  до металічного золота:

Au³⁺ + 3Fe²⁺ = Au⁺  + 3Fe³⁺

Досить сильними відновними властивостями характеризуються катіони Cr²⁺, Mn²⁺, Cu⁺,  Sn²⁺, Ti³⁺, V²⁺, Cr³⁺, Hg₂²⁺, Ce³⁺.

Сполуки, що містять елементи в нижчих чи проміжних ступенях окиснення виявляють відновні властивості. До таких речовин відносяться: нітритна кислота (HNO₂) і нітрити (NO2^-), гідроксиламін (NH₂OH), сульфіти (SO₃^2-), щавелева (H₂C₂O₄), мурашина (HCOOH) кислоти та їх солі, інші сполуки.

Цікавою особливістю деяких хімічних сполук, зокрема таких, що містять атоми елементів з проміжними ступенями окиснення, є їх двосторонній характер в окисно-відновних процесах. Ці речовини здатні виявляти як і відновні, так і окиснювальні властивості.

Нітритна кислота і її солі – нітрити можуть виконувати роль і окисників, і відновників, адже містять атом азоту в ступені окиснення (+3):

HNO₂ + HI → I₂ + NO + H₂O

KNO₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → KNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O 

Аналогічною здатністю володіють сульфіти (SO₃^2-), пероксид водню (H₂O₂) і інші пероксиди, диоксид мангану (MnO₂) тощо.

Найпоширеніші відновники, які часто використовують у техніці або в лабораторіях:

1. Вуглець широко використовують для відновлення металів та неметалів з оксидів:

C + 2FeO  → 2Fe + CO₂

5C + P₂O₅ → 5CO + 2P

2. Карбон (ІІ) оксид відіграє важливу роль у металургії при відновленні металів з їхніх оксидів:

3CO + Fe₂O₃ → 2Fe + 3CO₂

CO + CuO → Cu + CO₂

3. Натрій сульфіт Na₂SO₃, натрій гідрогенсульфіт NaHSO₃ і натрій тіосульфат Na₂S₂O₃ широко використовують як відновники: другий – у текстильній промисловості, а третій – у фотографії й дуже часто з аналітичною метою для кількісного визначення йоду:

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

NaHSO₃ + Cl₂ + H₂O → NaHSO₄ + 2HCl

2Na₂S₂O₃ + I₂ → Na₂S₄O₆ + 2NaI

4. Активні метали, наприклад натрій, використовують у промисловості для добування простих речовин, утворених елементами підгрупи Титану:

4Na + TiCl₄ → Ti + 4NaCl

a алюміній широко використовують у реакціях алюмінотермії для добування металів:

3V₂O₅ + 10Al → 6V + 5Al₂O₃

 Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃

5. Водень. Сьогодні водень використовують у промислових масштабах для добування чистого вольфраму, молібдену, германію:

GeO₂ + 2H₂ → Ge + 2H₂O

Як бачимо, дуже багато речовин залежно від умов можуть виявляти  або окисні, або відновні властивості. Найчастіше, якщо така речовина взаємодіє з більш сильним окисником, вона виявляє відновні властивості, а якщо з більш сильним відновником, то окисні. Іноді визначити, які властивості (окисні чи відновні) більш характерні для речовини, досить складно без певного досвіду.

Алгебраїчний метод підбору коефіцієнтів в рівняннях окисно-відновних реакцій (Метод Кістяківського)

Визначити співвідношення речовин – учасників окисно-відновного процесу можна за допомогою алгебраїчного методу, що базується на збереженні кількості атомів елементів. Для цього слід позначити невідомі коефіцієнти змінними, встановити співвідношення між ними і розв’язати систему рівнянь.

Проілюструємо це на прикладі взаємодії калій арсеніту з йодом, що здійснюється в лужному середовищі за схемою:

K₃AsO₃ + I₂ + KOH → K₃AsO₄ + KI + H₂O

Позначимо коефіцієнт перед K₃AsO₃ як а, I₂  - b, KOH - c

aK₃AsO₃ + bI₂ + cKOH →  K₃AsO₄ + KI + H₂O

Тоді значення коефіцієнтів у правій частині рівняння складатимуть:

K₃AsO₄ – a;   KI – 2b;    H₂O - ½ c

aK₃AsO₃ + bI₂ + cKOH → aK₃AsO₄ + 2bKI + ½cH₂O

Атоми арсену, йоду і водню містяться лише в одній з вихідних речовин і одному з продуктів реакції, тому співвідношення між ними можна виразити відразу, виходячи з коефіцієнтів. Для атомів калію і кисню слід скласти рівняння на основі закону збереження кількості атомів:

K:  3a + c = 2b + 3a,    c = 2b

O: 3a + c = 4a + ½ c,   a = ½ c

Отримана система рівнянь включає в себе 2 рівняння і 3 змінні. Щоб визначити значення змінних a, b, c необхідно прирівняти одну з них до одиниці. Нехай с =1, тоді а = ½ c = 0,5 і b= c/2 = 0,5

Виходячи з отриманих значень, встановлюємо коефіцієнти в рівнянні окисно-відновних реакцій:

K₃AsO₃ + I₂ + 2KOH → K₃AsO₄ + 2KI + H₂O

Якщо кількість змінних перевищує кількість рівнянь більш ніж на 1, то в даному випадку можлива невизначеність між розв’язками системи рівнянь, яка включає декілька можливих варіантів значень.

Метод електронного балансу

В складних окисно-відновних процесах, де дві і більше реагуючі речовини утворюють цілу низку продуктів, для підбору коефіцієнтів в рівнянні реакції необхідно перевірити значну кількість