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: Сl-.

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 + Cl

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 + Н2КВr + Сlтаких 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 = 1/2Сl-),
на катоде Н⁺ + 1e = 1/2HН⁺). 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 КПользуясь 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 (S^2--2e = S^o), 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 + СОи гидросульфит натрия NaHSOметаллич. натрий и свободный водород - для получения чистых металлов

TiCl+ 2H

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 (МОкак 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:

2КС1OВ 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):

МnО-, + 8Н⁺
+ 5e = Мn²⁺ + 4Ннаходят коэффициенты-множители к частным уравнениям для достижения электронного
баланса (в приведённом примере 5 и 2 соответственно). Окончат, уравнение
имеет вид:

2МnО-+10I^-
+ 16Н⁺ = 5I2++ 8НПолученные 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.

А Б В Г Д Е Ё Ж З И Й К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Ъ Ы Ь Э Ю Я