Часть И. ОБЩАЯ ХИМИЯ

Раздел 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦІЇ.ЕЛЕКТРОЛІЗ

§ 7.1. Теория окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому относятся реакции, которые протекают без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

+1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +5 -2 +1 -2

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + Н₂О;

+2 -1+1 +6 -2+2 +6 -2 +1 -1

ВаСl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ + 2КСl.

Как видим, степень окисления каждого из атомов до и после реакции остался без изменений.

Ко второму типу относятся реакции, происходят с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Например:

+ 1+5-1 +1-1 0

2КСlО₃ = 2КСl + 3O₂;

+1-1 0 0 +1-1

2КВr + Сl₂ = r₂ + 2КСl.

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй - атомы брома и хлора изменяют степени окисления.

Реакции, происходящие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Изменение степени окисления связано с смещением или переходом электронов.

Окислительно-восстановительные реакции - наиболее распространены и играют значительную роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений, их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. По их помощью добывают аммиак, щелочи, нитратную, хлоридную и сульфатную кислоты, много других ценных продуктов. В результате окись - но-восстановительных реакций химическая энергия превращается в электрическую в гальванических элементах и аккумуляторах. Они также лежат в основе природоохранных мероприятий. Поэтому эти реакции преобладают и в школьном курсе неорганической химии.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окисненням называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

Аl - С е^- = Al³⁺; Fe²⁺ - е^- = Fe³⁺;

Н₂ - 2е^- = 2Н⁺; 2Сl - 2е^- = С-2.

Во время окисления степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

S + 2е- = S^2-; Сl₂ + 2е^- = 2Сl ; Fe³⁺ + е^- = Fe²⁺.

При восстановлении степень окисления снижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдают электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны, называются окислителями. Под время реакции они восстанавливаются. Поскольку атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окисненням, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель - 1 е^- ⇆ Окислитель;

Окислитель + 1 е^- ⇆Восстановитель.

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.

Число электронов, их отдает восстановителем, равно числу электронов, которые присоединяет окислитель.

При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же только частично смещаются к одному из атомов, условно говорят только о электроны, которые отдаются и присоединяются.

Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешнем электрическом кругу. Пусть в стакан 2 налито раствор йодида калия Кl (рис. 7.1), а в стакан 4 - раствор хлорида железа(III) Fэсl₃. Растворы соединены между собой так называемым электролитическим ключом 3 - U- образной трубкой, заполненной раствором хлорида калия КСl, что обеспечивает ионную проводимость. В растворы погружены платиновые электроды 1 и 5. Если замкнуть круг, включив в него чувствительный амперметр, то по отклонению стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направленност. Электроны

Рис. 7.1. Схема гальванического элемента, построенного на основе окислительно-восстановительной реакции

перемещаются от электрода с раствором йодида калия до электрода с раствором хлорида железа(III), тобтo от восстановителя - ионов l^- - до окисника - ионов Fe³⁺ . Пpи этом ионы l^- окисляющиеся до молекул йода l₂, а ионы Fe³⁺ восстанавливаются до ионов железа(II) Fe²⁺ . Через некоторое время продукты реакций можно обнаружить характерными реакциями: йод - раствором крахмала, а ионы Fe²⁺ - раствором гексаціано-(II)ферату калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)₆].

Приведенная на рис. 7.1 схема представляет собой гальванический элемент, построенный на основе окислительно-восстановительной реакции. Он состоит из двух напівелементів: в первом происходит процесс окисления восстановителя:

2 l^- - 2е^- = l₂,

а во втором - процесс восстановления окисника:

Fe³⁺ + 1е^- = Fe²⁺.

Поскольку эти процессы происходят одновременно, то, умножив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя по - членно указанные уравнения, получим уравнение реакции:

2l^- + 2Fe²⁺ = l₂ + 2Fe²⁺

или

2Кl + 2FeCl₃ = l₂ + 2FeCl₃ + 2КСl.

Любая окислительно-восстановительная реакция может быть источником электрического тока, если она происходит в гальваническом элементе.