ОКИСЛЕНИЕ ВОССТАНОВЛЕНИЕ

ОКИСЛЕНИЕ - ВОССТАНОВЛЕНИЕ, окислительно -восстановительные реакции, хим. реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел атомов. Первоначально (со времени введения в химию кислородной теории горения А. Лавуазье, кон. 18 в.) окислением наз. 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 к-рых кислород не участвует. Согласно электронной теории, окислением наз. отдача электронов атомом, молекулой или ионом: Zn -2e = Zn2+.

Восстановлением наз. присоединение электронов атомом, молекулой или ионом: Сl2 + 2ё = 2С1-.

Окислителями наз. нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны (во втором примере молекула хлора СЬ), восстановителями - нейтральный атом, молекула или ион, отдающие электроны (в первом примере- атом Zn). Окисление и восстановление - взаимосвязанные процессы, к-рые 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 СЬ восстанавливается до 2С1-.

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

СuО + Н2 =Сu + Н2О, 2КВr + Сl2 = Вr2 + 2KCl. В основе технич. произ-ва таких важнейших хим. продуктов, как аммиак, азотная кислота, серная кислота, процессов сжигания топлива и горения также лежат реакции О.-в. В гальванич. элементах (см. Химические источники тока) возникновение электродвижущей силы обусловлено протеканием реакции О.-в. При проведении электролиза на аноде происходит электрохим. окисление, на катоде - электрохим. восстановление. Например, при произ-ве хлора электролизом раствора NaCl на аноде идёт реакция С1--1e = 1/2Сl2 (окисление аниона С1-), на катоде Н+ + 1e = 1/2H2 (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 к-рых хим. связь носит не ионный, а ковалентный характер. В этом случае полезны понятия электроотрицательности и окислительного числа (степени окислени я). Электроотрицательность - способность атома в молекуле притягивать и удерживать около себя электроны. Степень окисления - такой заряд, к-рый 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 нек-рых 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. Напр., рассчитаем степень окисления атома Сг в соединении К2Сr2О7. Пользуясь постоянными значениями степеней окисления для К и О, имеем 2-(+1) + 7- (-2) = -12. Следовательно, степень окисления одного атома Сг (чтобы сохранить электронейтральность молекулы) равна +6. На основе введённых понятий можно дать другое определение О.-в.: окислением наз. увеличение степени окисления, восстановлением наз. понижение степени окисления. Восстановителями являются почти все металлы в свободном состоянии, отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2--2e = So), положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn2+ -2e = Sn4+), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления. В пром-сти и технике

широко используются такие восстановители, как углерод и окись углерода (восстановление металлов из окислов) ZnO + С = Zn + CO, FeO + СО = Fe + СО2, сульфит натрия Na2SO3 и гидросульфит натрия NaHSO3 - в фотографии и красильном деле, металлич. натрий и свободный водород - для получения чистых металлов

TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCI, GeO2 + 2H2 = Ge + 2H2O.

Окислителями могут быть нейтральные атомы неметаллов (в особенности галогенов и кислорода), положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (Sn4+ + 2ё = Sn2+), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в более высокой степени окисления (МО3, МnО4, СrО3). Пром. значение как окислители имеют: кислород (особенно в металлургии), озон, хромовая и двухромовая кислоты и их соли, азотная к-та, перекись водорода, перманганат калия, хлорная известь и др. Самый сильный окислитель - электрич. 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. Напр.,

Таким образом, С1 является окислителем, а О - 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:

2КС1O3 = 2КС1 + ЗО3,. 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. Напр.,

в ионном виде:

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

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 cреда):

МnО4-, + 8Н+ + 5e = Мn2+ + 4Н2О. Далее, как и в первом методе, находят коэффициенты-множители к частным уравнениям для достижения электронного баланса (в приведённом примере 5 и 2 соответственно). Окончат, уравнение имеет вид:

2МnО4-+10I- + 16Н+ = 5I2 + 2Мn2++ 8Н2О. Полученные коэффициенты подставляют в исходное уравнение:

Аналогично составляют и уравнения реакций О.-в. в щелочной среде (вместо ионов Н+ в частных уравнениях фигурируют ионы ОН-). Т. о., в уравнивании реакций по второму методу учитывают характер реакционной среды (кислая или щелочная либо нейтральная), к-рая сильно влияет и на направление реакции О.-в. и на продукты, получаемые в результате реакции. Напр., равновесие окислительно-восстановит. реакции

в кислой среде смещено влево, а в щелочной - вправо.

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.




Смотреть больше слов в «Большой советской энциклопедии»

ОКИСЛЕНИЕ БИОЛОГИЧЕСКОЕ →← ОКИСЛЕНИЕ

Смотреть что такое ОКИСЛЕНИЕ ВОССТАНОВЛЕНИЕ в других словарях:

ОКИСЛЕНИЕ ВОССТАНОВЛЕНИЕ

Окисление-восстановление, окислительно-восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел атомов. Первонача... смотреть

T: 249