Учебник по Химии.
Окислительно-восстановительные реакции.
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без
изменения степени окислении атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например, в реакции обмена ни
один элемент в результате реакции не изменяет степени окисления:
Н
+1N
+5О
-23 + Na
+1O
-2H
+1 ->
Na
+1N
+5О
-23 + Н
+12О
-2
Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окислеиия атомов реагирующих веществ. Например
2Н
02 + О
0 -> Н
+12О
-2
2К
+1Сl
+5O
-23 -> 2К
+1Сl
-1 + 3O
02
Реакции второго типа называются окислительно-восстановительными. Химические реакции, протекающие с изменением степени
окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. В
окислительно-восстановительных реакциях всегда происходит присоединение или отдача электронов атомами элементов.
Причем это единый взаимосвязанный процесс. Если атом, ион или молекула в процессе реакции отдают электроны, то
они называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов — окислением. Например:
Al
0 - 3e
- -> Al
+3
Fe
+2 - 1e
- -> Fe
+3
В процессе окисления восстановитель повышает свою степень окисления. Если атом, ион или молекула в
процессе реакции принимают электроны, то они называются окислителями, а сам процесс присоединения
электронов — восстановлением. Например:
S
0 + 2e
- -> S
-2
N
+5 + 1e
- -> N
+4
В процессе восстановления окислитель понижает свою степень окисления. О способности того или иного вещества
проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства
можно судить по степени окисления атомов, входящих в состав соответствующих веществ. Атом того или иного
элемента, находящийся в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет
только окислительные свойства. Атом элемента в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять
электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления,
может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, атомы металлов не могут присоединять
электроны, они обладают только восстановительными свойствами. Поэтому металлы часто называют
элементами-восстановителями. Для неметаллов более характерно присоединение электронов. Поэтому их часто называют
элементами-окислителями. Наиболее сильный восстановитель — Франции (Fr) , а наиболее сильный окислитель —
фтор (F). Процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления, и наоборот. Электроны не могут
возникнуть ниоткуда и исчезнуть в никуда, поэтому: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться
числу электронов, присоединенных окислителем. Таким образом в процессе реакции будет соблюдаться электронный
баланс. Это позволяет проводить подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом
электронного баланса. Взаимодействие алюминия с оксидами металлов происходит с образованием соответствующего
свободного металла и оксида алюминия. Впервые этот метод восстановления металлов из их оксидов алюминием
был применен русским ученым Бекетовым и получил название алюминотермии. Этот способ имеет большое практическое значение
в промышленности для получения таких металлов, как хром, марганец, титан, вольфрам, а также неметалла — кремния.
Разберем данные окислительно-восстановительные реакции на примере взаимодействия алюминия с оксидом хрома (III)
Cr
+32O
3 + Al
0 –> Cr
0 + Al
+32O
3
Аl — восстановитель, так как отдает три электрона, повышая степень окисления от 0 до +3. Оксид хрома (III) — окислитель,
так как содержит хром в степени окисления +3, который принимая три электрона, понижает степень окисления до 0. Повышение
или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях, составленных методом электронного баланса:
Учтя количества атомов в исходных соединениях и продуктах реакции (удвоили Cr
0 и Al
0), видим,
что количество отданных и принятых электронов одинаково, следовательно, коэффициенты равны 1. Окончательное
уравнение реакция:
Коэффициенты 2 (а не 1) перед алюминием и хромом ставятся потому, что они уже стоят в электронных уравнениях.
Взаимодействие азотной кислоты с медью. Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства, так
как азот имеет высшую степень окисления +5. Важнейшим химическим свойством азотной кислоты является взаимодействие
почти со всеми металлами, при этом никогда не выделяется водород. Взаимодействие концентрированной азотной
кислоты с медью (слабый восстановитель) приводит к восстановлению ее до оксида азота (IV): 4NО + 5O
3 + Cu
0 –> Сu
+2(NО
3)
2 + 2N + 4O
2 + 2Н
2O
N
+5 + 1e
- –> N
+4 + 1e
- | 2 окислитель
Cu
0 – 2e
- –> Cu
+2 – 2e
- | 1 восстановитель
Коэффициент 4 (а не 2) перед азотной кислотой ставится потому, что учитываются еще две молекулы азотной
кислоты, в которых азот, не изменяя степени окисления, образует молекулу нитрата меди (II). Взаимодействие
разбавленной азотной кислоты с медью приводит к восстановлению ее до оксида азота (II):
8НN
+3О
3 + ЗCu
0 -> ЗСu(NO
3)
2 + 2N
+4O + 4Н
2O
N
+5 + 3e
- –> N
+2 + 3e
- | 2 окислитель
Cu
0 – 2e
- –> Cu
+2 – 2e
- | 3 восстановитель
При расстановке коэффициентов также учитывается количество азотной кислоты, пошедшее на образование
трех молекул соли без изменения степени окисления.
Значение окислительно-восстановительных реакций. Они являются основой
жизнедеятельности. С ними связаны процессы дыхания и обмена веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез.
Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в
основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают многие ценные
продукты (аммиак, щелочи, азотную, соляную, серную кислоты и т. д.). Благодаря окислительно-восстановительным реакциям
происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических элементах и аккумуляторах. Они же лежат
в основе мероприятий по охране природы.