Неорганическая
Органическая
Коллоидная
Биологическая
Биохимия
Токсикологическая
Экологическая
Химическая энциклопедия
Советская энциклопедия
Справочник по веществам
Гетероциклы
Теплотехника
Углеводы
Квантовая химия
Моделирование ХТС
Номенклатура
Таблица Менделеева
Неорганические реакции
Органические реакции
Молярные массы
Форматирование формул
Редактор формул
Уравнивание реакций
Электронное строение атомов
Игра «Таблица Менделеева»
Термодинамические свойства
Конвертер величин
Гальванопара
Форум
Лекарства
Фармацевтика
Термины биохимии
Коды загрязняющих веществ
Стандартизация
Каталог предприятий


Окисление - восстановление

Окисление-восстановление, окислительно-восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, конец 18 в.) окислением назывались только реакции соединения с кислородом, восстановлением — отнятие кислорода. С введением в химию электронных представлений (1920—30) оказалось возможным широко обобщить понятие окисления-восстановления и распространить его на реакции, в которых кислород не участвует. Согласно электронной теории, окислением называется отдача электронов атомом, молекулой или ионом: Zn – 2 = Zn2+.

  Восстановлением называется присоединение электронов атомом, молекулой или ионом: Cl2 + 2 = 2Cl.

  Окислителями называется нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны (во втором примере молекула хлора Cl2), восстановителями — нейтральный атом, молекула или ион, отдающие электроны (в первом примере — атом Zn). Окисление и восстановление — взаимосвязанные процессы, которые всегда протекают одновременно. Когда одно вещество окисляется, то другое восстанавливается, и наоборот. Так, приведённые выше частные реакции окисления и восстановления составляют единый процесс окисления-восстановления: Zn + Cl2 = ZnCl2.

  Здесь Zn окисляется до Zn2+, а Cl2 восстанавливается до 2Cl.

  В химии окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространённых. Например, на них, как правило, основано получение простых веществ (металлов и неметаллов)

CuO + H2 =Cu + H2O,

2КВг + Cl2 = Br2 + 2KCl.

  В основе технического производства таких важнейших химических продуктов, как аммиак, азотная кислота, серная кислота, процессов сжигания топлива и горения также лежат реакции окисления-восстановления. В гальванических элементах (см. Химические источники тока) возникновение электродвижущей силы обусловлено протеканием реакции окисления-восстановления. При проведении электролиза на аноде происходит электрохимическое окисление, на катоде — электрохимическое восстановление. Например, при производстве хлора электролизом раствора NaCl на аноде идёт реакция Cl – 1 = 1/2Cl2 (окисление аниона Cl), на катоде Н+ + 1 =1/2Н2 (восстановление катиона Н+). Коррозия металлов также связана с реакциями окисления-восстановления и заключается в окислении металлов.

  Дыхание, усвоение растениями углекислого газа с выделением кислорода (см. Фотосинтез), обмен веществ и др. биологически важные явления представляют собой реакции окисления-восстановления (см. Окисление биологическое).

  При составлении уравнений реакций окисления-восстановления основная трудность заключается в подборе коэффициентов, особенно для реакций с участием соединений, в которых химическая связь носит не ионный, а ковалентный характер. В этом случае полезны понятия электроотрицательности и окислительного числа (степени окисления). Электроотрицательность — способность атома в молекуле притягивать и удерживать около себя электроны. Степень окисления — такой заряд, который возник бы на атоме в молекуле, если бы каждая пара электронов, связывающая его с др. атомами, была полностью смещена к более электроотрицательному атому (см. Валентность). Нахождение степени окисления атома в молекуле основано на том, что молекула в целом должна быть электрически нейтральной. При этом учитывается, что степень окисления атомов некоторых элементов в соединениях всегда постоянна (щелочные металлы +1, щёлочноземельные металлы и цинк +2, алюминий +3, кислород, кроме перекисей, –2 и т.д.). Степень окисления атома в простых веществах равна нулю, а одноатомного иона в ионном соединении равна заряду этого иона. Например, рассчитаем степень окисления атома Cr в соединении K2Cr2O7. Пользуясь постоянными значениями степеней окисления для К и О, имеем 2·(+1) + 7·(–2) = –12. Следовательно, степень окисления одного атома Cr (чтобы сохранить электронейтральность молекулы) равна +6. На основе введённых понятий можно дать другое определение окисления-восстановления: окислением называется увеличение степени окисления, восстановлением называется понижение степени окисления.

  Восстановителями являются почти все металлы в свободном состоянии, отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2– – 2 = S°), положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления (, ). В промышленности и технике широко используются такие восстановители, как углерод и окись углерода (восстановление металлов из окислов)

ZnO + С = Zn + СО, FeO +СО = Fe + СО2.

  сульфит натрия Na2SO3 и гидросульфит натрия NaHSO3 — в фотографии и красильном деле, металлический натрий и свободный водород — для получения чистых металлов

TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCI,

GeO2 +2Н2 = Ge + 2H2O.

  Окислителями могут быть нейтральные атомы неметаллов (в особенности галогенов и кислорода), положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (Sn4+ + 2 = Sn2+), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в более высокой степени окисления (,,). Промышленное значение как окислители имеют: кислород (особенно в металлургии), озон, хромовая и двухромовая кислоты и их соли, азотная кислота, перекись водорода, перманганат калия, хлорная известь и др. Самый сильный окислитель — электрический ток (окисление происходит на аноде).

  Для подбора коэффициентов в уравнениях реакций окисления-восстановления служит общее правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем. Применяют обычно два метода подбора коэффициентов: метод электронного баланса и электронно-ионный метод.

  В методе электронного баланса подсчёт числа принятых и отданных электронов производят на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Например,

  Таким образом,  является окислителем, а  — восстановителем. Составляют частные реакции окисления и восстановления:

  В соответствии с приведённым выше правилом числа отданных и принятых электронов уравнивают. Полученные величины подставляют в исходное уравнение:

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

  В электронно-ионном методе схему реакции записывают в соответствии с общими правилами составления ионных реакций, т. е. сильные электролиты записывают в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, газы и осадки — в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в такую схему не входят. Например,

KMnO4 + KI + H2SO4 ® K2SO4 + I2+ MnSO4 + H2O,

  в ионном виде:

  Рассчитав степени окисления, определяют окислитель и восстановитель и составляют частные реакции окисления и восстановления:

2I – 2 = I2,

  Во втором уравнении, перед тем как записать переход электронов, необходимо составить «материальный» баланс, т.к. в левой части уравнения есть атомы О, а в правой их нет. Избыточные атомы О связываются в молекулы воды ионами Н+, присутствующими в сфере реакции (кислая среда):

  Далее, как и в первом методе, находят коэффициенты-множители к частным уравнениям для достижения электронного баланса (в приведённом примере 5 и 2 соответственно). Окончательное уравнение имеет вид:

.

  Полученные коэффициенты подставляют в исходное уравнение:

  2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 6K2SO4 + 5I2 + 2MnSO4 + 8H2O.

  Аналогично составляют и уравнения реакций окисления-восстановления в щелочной среде (вместо ионов Н+ в частных уравнениях фигурируют ионы OH). Т. о. , в уравнивании реакций по второму методу учитывают характер реакционной среды (кислая или щелочная либо нейтральная), которая сильно влияет и на направление реакции окисления-восстановления и на продукты, получаемые в результате реакции. Например, равновесие окислительно-восстановительной реакции    в кислой среде смещено влево, а в щелочной — вправо. Сильный окислитель ион  в кислой среде восстанавливается до иона Mn2+, в щелочной среде — до иона , в нейтральной — до молекулы . См. также Окисление металлов, Восстановление металлов.

 

  Лит.: Кудрявцев А. А., Составление химических уравнений, М., 1968; Химия. Курс для средней школы, пер. с англ., 2 изд., М., 1972, гл. 12; Химия. Пособие для преподавателей средней школы, пер. с англ., ч. 1, М., 1973, гл. 12.

  В. К. Бельский.

 



     © ХиМиК.ру




Реклама   Обратная связь   Дизайн