Дослідження окисно-відновних реакцій
Розташуйте метали Cu, Mg, Zn та Pb у порядку зменшення відновних властивостей.

Реакції окиснення і відновлення були відомі людству протягом тисячоліть, але не мали пояснення аж до 17 століття. Передумови виникли в металургії. Більшість металів у природі не існують у вигляді простих речовин (окрім срібла і золота), але їх добували з гірських порід та мінералів. ПРоводячи "відновлення" руди отримували невелику кількість металу з великої кількості руди. Було помічено, що метали потім вступають у реакцію з киснем і утворюють нові сполуки, тобто окиснюються.

Тепер ми знаємо, що окисно-відновні реакції пов'язані з передачею електронів. Розглянемо, наприклад, реакцію між йонами Купруму (Cu2+(водн.)) та металевим цинком (Zn(тв.)). Індекс (водн.) біля Cu2+ означає "водний", тобто йони металу знаходяться у водному розчині у гідратованому стані. Індекс (тв.) біля Zn означає, що цинк знаходиться у твердому стані. Реакцію можна описати таким рівнянням:

       Cu2+(водн.) + Zn(тв.) => Cu(тв.) + Zn2+(водн.)

Речовини у цій реакції обмінялись електронами, що й робить її окисно-відновною. Для того, щоб перехід електронів був більш очевидним, ми можемо розділити реакцію на дві окремі частини, так звані "напівреакції":

          Zn(тв.) => Zn2+(водн.) + 2 e-            (Металевий цинк втрачає електрони)

          Cu2+(водн.) + 2 e- => Cu(тв.)           (Йони Купруму приєднують електрони)

Речовина, що приєднує електрони, сама при цьому відновлюється, а речовина, що електрони втрачає, окиснюється. Таким чином, у даній реакції Zn(тв.) окиснюється, а Cu2+ відновлюється. Інший погляд на перебіг цієї реакції полягає у розгляді впливу, який йони Cu2+ чинять на Zn. Cu2+ викликає окиснення Zn, тобто Cu2+ є окисником. І навпаки, Zn викликає відновлення йонів Cu2+, тобто Zn є відновником.

Такі реакції, як між Zn(тв.) та Cu2+(водн.) відбуваються тільки в одному напрямку. Іншими словами, ми не побачимо реакцію у випадку:

          Cu(тв.) + Zn2+(водн.) -> Cu2+(водн.) + Zn(тв.)     [НЕ ВІДБУВАЄТЬСЯ]

Іншими словами, Zn може відновити Cu2+, але Cu не зможе відновити Zn2+. Ми також можемо підсумувати, що Zn є більш потужним відновником, ніж Cu.

Частина I: Препараторська віртуальної лабораторії містить розчини Cu2+, Mg2+, Zn2+ та Pb2+ йонів, та відповідні метали (Cu, Mg, Zn та Pb). Ваше перше завдання полягатиме у розташуванні Cu, Mg, Zn та Pb за зростанням відновних властивостей.

Підказки: Який експеримент у віртуальній лабораторії можна провести, щоб перевірити здатність Cu відновити Zn2+? Який експеримент у віртуальній лабораторії можна провести, щоб перевірити здатність Zn відновити Cu2+?

Які ваші очікування щодо того, який з металів буде найсильнішим відновником? Які ваші очікування щодо того, який з металів буде найслабшим відновником?

Частина II: Препараторська віртуальної лабораторії містить розчин Ag+-йонів та металеве Ag.

  1. Напишіть рівняння хімічної реакції, в якій металеве срібло (Ag) відновлює Cu2+-йони. (Підказки: Не забувайте збалансувати заряди у Вашій реакції. Скільки електронів втрачає Ag, коли Ag перетворюється на Ag+? Скільки електронів приєднує Cu2+, коли йони Cu2+ перетворюються на Cu? Як ця різниця у кількості електронів буде відображена у Вашому рівнянні реакції?)
  2. Проведіть експерименти для визначення відновних властивостей Ag. Якими вони є у порівнянні з Cu, Mg, Zn та Pb?