Большая Советская энциклопедия - 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 О.-в. 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 О.-в.: 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 О.-в. В гальванических элементах (см. Химические источники тока) возникновение электродвижущей силы обусловлено протеканием реакции О.-в. 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 О.-в. 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 О.-в. (см. Окисление биологическое).

═ При составлении уравнений реакций О.-в. 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 О.-в.: 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 О.-в. 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 О.-в. 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 О.-в. 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.

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия

1969—1978