ПРОДУКТИ окислювально-відновних РЕАКЦИЙ
Точно передбачити продукти недослідженою реакції у багатьох випадках не в змозі жоден хімік. Їх визначають експериментально.
А потім вже пропонують можливий механізм реакції і пояснюють, чому утворюються саме ці продукти.
Відмінність сучасної хімії від середньовічної полягає в тому, що з'явилися надійні теорії, які дозволяють з великою часткою ймовірності прогнозувати продукти нових реакцій і вести цілеспрямований синтез речовин. Розроблено вони і для процесів окислення-відновлення. Самі по собі ці теорії досить складні, але існує кілька простих рецептів, користуючись якими, навіть початківець хімік зможе передбачити результати багатьох окисно-відновних реакцій.
Для цього потрібно знати найважливіші окислювачі і відновники, представляти їх відносну окислительную і відновну здатність, пам'ятати найпоширеніші ступеня окислення елементів в з'єднаннях і розуміти, у вигляді яких іонів або молекул ці речовини існують в тому чи іншому середовищі.
Приблизний план передбачення продуктів реакції виглядає наступним чином. Перш за все знаходять елемент-окислювач і елемент-відновник і визначають їх ступеня окислення до і після реакції. Тут є таке правило: якщо окислювач сильний, то відновник зазвичай віддає багато електронів і набуває високу ступінь окислення, а якщо окислювач слабкий, то відновник найчастіше підвищує ступінь окислення незначно. Так, сірководень H2 S (S -2) під дією сильних окислювачів перетворюється в сірчану кислоту H2 SO4 (S -2 -8е ® S +6), a під дією слабких - в вільну сірку (S -2 -2е ® S 0) .
Точно так же окислювач істотно знижує ступінь окислення в реакції з сильним відновником і лише ненабагато - при взаємодії зі слабким відновником. Зокрема, концентрована азотна кислота HNO3 в реакціях з активними металами (сильними відновниками) може відновлюватися до вільного азоту (2N +5 + 10е ® N 0 2), а з важкими металами (слабкими відновниками) - тільки до NO2 (N +5 + e ® N +4).
До проведення реакції про склад її продуктів часто залишається тільки гадати.
Розчини ферроіна і бромата калію до (зліва) і після (праворуч) додавання сірчаної кислоти.
Нарешті, визначають, у вигляді яких сполук продукти реакції існують в даних умовах - в кислому, лужному або нейтральному середовищі (див. Статтю «Кислоти і підстави»), в твердій або газовій фазі.
Користуючись цими рецептами, складемо рівняння реакції між сульфатом заліза (II) FeSO4 і золотохлорістоводородной кислотою Н [AuС14] у водному розчині:
Окислювач і відновник визначити легко. Відомо, що Fe +2 - сильний відновник, а А u +3 - сильний окислювач.
При окисленні в кислому середовищі Fe +2 перетворюється в Fe +3. Для золота характерні також дві позитивні ступеня окислення: Au +1 і А u +3
Обидві вони відрізняються високою окисної активністю і можуть окисляти Fe +2. тому при відновленні золото "не зупиниться» на ступеня окислення +1, а дійде до ступеня 0. У вигляді простого речовини воно вже не може бути окислювачем.
Тепер запишемо продукти реакції. У розчині є два негативних іона: SO 2 4 і Cl -. так що одночасно можуть утворитися Fe2 (SO4) 3 і FeCl3. Залишилося «прилаштувати» іони водню Н +. У нашому випадку вони можуть представляти сірчану або соляну кислоти.
Виходячи з цього, схема реакції виглядає так:
Розставивши коефіцієнти, отримаємо рівняння: