Окисление — восстановление — это… Что такое Окисление

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 + h3 =Cu + h3O,

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 + 2h3O.

═ 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 + h3SO4 ® K2SO4 + I2+ MnSO4 + h3O,

═ 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 + 8h3SO4 = 6K2SO4 + 5I2 + 2MnSO4 + 8h3O.

═ 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.

Окислительно-восстановительные реакции — это… Что такое Окислительно-восстановительные реакции?

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Описание

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть

окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислительно-восстановительная пара

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т.е. восстановлением, другая — с отдачей электронов, т.е. окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

См. также

Ссылки

Окисление и восстановление — Знаешь как

Что такое окисление и восстановление и их связь с периодическим законом Д. И. Менделеева

Все химические реакции, встречающиеся в неорганической химии, можно разделить на два типа:

1) Реакции, протекающие без изменения валентности реагирующих элементов. Сюда относятся реакции, подчиняющиеся правилу: реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования газов, осадков, слабых электролитов или комплексных соединений (ионов).

Например:

1. 2Na^• + S» + 2Н^• + 2Сl» = ↑h3S + 2Na^• + 2Cl‘

2. Pb^•• + 2NO‘₃ + 2K^• + SO»₄ = ↓ PbSO₄ + 2K^• + 2NO‘₃

3. 2K^• + 2oh‘ + 2H^• + SO»₄ = 2н₂о+ 2K^• + SO»₄

4. Fe^•• + 2CN‘ + 4K^• + 4CN‘ = [Fe(CN)₆]»» + 4K^• = K₄[Fe(CN)₆].

Рис. Прибор для осуществления реакции между цинком и свинцовой солью на расстоянии.

Что такое окисление

В таких реакциях ионы, переходя из одних соединений в другие, не меняют своей валентности, т. е. в таких реакциях конечные продукты состоят из тех же самых ионов, что и исходные, только находящиеся в другой перегруппировке (комбинации). Это зависит от направляющей, или ведущей, реакции. Направляющей, или ведущей, реакцией называется реакция, которая смещает равновесие в одну сторону, т. е. в сторону образования газа, осадка, слабого электролита или комплексного иона.

2) Реакции, протекающие с изменением валентности реагирующих элементов. К данному типу относятся реакции окисления-восстановления.

Окислительно-восстановительные процессы имеют исключительно большое значение в теории и практике.

Получение в технике и лабораторной практике простых веществ (металлов и неметаллов): железа, хрома, марганца, никеля, кобальта, вольфрама, меди, серебра, цинка, серы, хлора, йода и т. д. — основано на восстановлении или окислении их соответствующих соединений. В основе получения ценных химических продуктов, как, например, аммиака, щелочей, сернистого газа, азотной, серной и других кислот, также лежат окислительно-восстановительные реакции. На процессах окисления-восстановления в аналитической химии основаны методы объёмного анализа: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия и другие, играющие особо важную роль в контроле за правильным ведением процесса как на производстве, так и при выполнении научных работ. Окисление-восстановление есть один из важнейших процессов живой и мёртвой природы. Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и протекание целого ряда биологических процессов в основе своей представляют те или иные окислительно-восстановительные реакции.

Окисление и восстановление для человека давно стало применимо на практике, вначале не понимая их сущности.

С течением времени (XVII век) развитие металлургии поставило вопрос о необходимости создания теории, которая смогла бы объяснить процессы окисления-восстановления. Вначале была выдвинута (Шталем в 1723 г.) теория флогистона (от греческого слова «флогистос», что значит горючий). Согласно этой теории, все тела, способные гореть и окисляться, содержали особое вещество — флогистон, который из них удалялся при горении или окислении.

Например, при накаливании железа на воздухе флогистон удалялся, а металл превращался в «землистое вещество» — окалину: железо = железная окалина + флогистон.

Добавляя к окисленному веществу (окалине) флогистон, содержащиеся в богатом им материале, например угле, можно получить чистый металл: железная окалина + флогистон = железо.

В эпоху флогистонной теории подробному изучению были подвергнуты различные металлы, окислы и соли, открыто большинство газов. Она привела в систему большинство фактов, известных в то время химикам.

Основным недостатком этой теории было то обстоятельство, что получаемая при прокаливании окалина (окисленный металл) весит больше, чем исходный металл (неокисленный).

Увеличение веса сторонники флогистонной теории пытались объяснить тем, что якобы флогистон имеет «отрицательный вес». Но такое объяснение являлось неправдоподобным и необоснованным. Всё большее число новых открытий либо нельзя было объяснить с точки зрения этой теории, либо они противоречили ей. Поэтому теория флогистона к концу своего почти столетнего господства из фактора прогресса науки превратилась в её тормоз.

Она должна была уступить место новой, более прогрессивной кислородной теории. Первым, кто доказал несостоятельность флогистонной теории, был наш великий русский учёный М. В. Ломоносов.

На основании своих опытов по прокаливанию металлов в присутствии воздуха в запаянных сосудах он доказал, что при окислении металлов частички воздуха соединяются с обжигаемым телом и увеличивают его вес. «Без пропущения внешнего воздуха вес сожжённого металла остаётся в одной мере» (М. В. Ломоносов).

Из опытов Ломоносова вытекало, что увеличение веса при сжигании металлов не может быть объяснено потерей ими флогистона. Затем было установлено, что окисление металла есть не отдача им какого-то флогистона, а соединение металла с кислородом, находящимся в воздухе:

металл + кислород = окись металла (окалина).

К концу XVIII века получила завершение кислородная теория, согласно которой окисление — это процесс соединения вещества с кислородом: 2Сu + O₂ = 2СuО, восстановление— отнятие от него кислорода: СuО + Н₂ = Сu + Н₂O.

Несколько позже под окислением стали разуметь не только присоединение кислорода, но также и отнятие водорода. В свою очередь, и восстановлением стали считать не только отнятие кислорода, но также и присоединение водорода.

Ещё позднее под окислением стали понимать увеличение валентности по кислороду или уменьшение валентности по водороду, и наоборот: под восстановлением — уменьшение валентности по кислороду или увеличение валентности по водороду. Например, сера восстанавливается,

  сера окисляется.

Кислородная теория сыграла огромную роль в химии. В частности, она позволила использовать точные количественные методы в промышленности.

Однако с развитием науки накопилось много фактов, которые нельзя было объяснить и кислородной теорией. Сюда относится огромное число окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе, соединение металлов с хлором, бромом, серой и подобными им элементами, восстановление металлов из их бескислородных соединений, как, например:

Mg + CuCl₂ = Сu + MgCl₂

и другие.

К концу XIX и началу XX века на смену кислородной теории пришла более совершенная — электронная теория окислительно-восстановительных процессов. Эта теория объяснила окисление и восстановление как процессы, обусловливаемые переходом электронов. Поэтому теперь термину «окисление-восстановление» придают более широкое и глубокое значение. В химических реакциях, протекающих с изменением валентности, происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

Электронно-ионную теорию процессов окисления-восстановления разработали русские учёные Л. В. Писаржевский, Я. И. Михайленко, А. М. Беркенгейм и С. В. Дайн.

Электронно-ионную теорию составляют следующие основные положения:

1. Окислением называется процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Если атом отдаёт свои электроны, то он из нейтрального атома становится положительно заряженным ионом, например S⁰—4ē→S⁺⁴. Если отрицательно заряженный ион теряет электроны, то он переходит либо в нейтральный атом: S —2ē→S⁰, либо в положительно заряженный ион: S^-2 — 6ē→S⁺⁴. Если теряет электроны положительно заряженный ион, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу теряемых им электронов: S⁺⁴ — 2ē→S⁺⁶.

2. Восстановлением называется процесс присоединения атомом, молекулой или ионом электронов. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион: S⁰ + 2ē → S^-2. Если положительно заряженный ион принимает электроны, то он переходит либо в положительно заряженный ион низшей зарядности: S⁺⁶ + 2ē→S⁺⁴ , либо в нейтральный атом: S⁺⁶ + 6ē→ 5°, либо в отрицательно заряженный ион: S⁺⁶ + 8ē → S^-2.

3. Окислителями служат: нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны.

4. Восстановителями служат: нейтральный атом, молекула или ион, отдающие электроны.

Для дальнейшего освещения вопроса несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью, т. е. возникает ли чисто ионная связь, или электроны оттягиваются частично к одному из них. Для простоты мы будем говорить только о присоединении или об отдаче электронов.

Окислитель во время реакции сам восстанавливается, а восстановитель окисляется. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления, и наоборот: восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого. Поэтому каждая реакция, сопровождающаяся переходом электронов, является единством двух противоположных процессов: окисления и восстановления. Все такие реакции в настоящее время принято называть окислительно-восстановительными.

Для того чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, от каких из участвующих в реакции атомов, молекул или ионов и к каким атомам, молекулам или ионам переходят электроны и в каком количестве.

Ответ на поставленные вопросы можно получить, прежде всего руководствуясь периодическим законом Д. И. Менделеева ), а также ионизационными потенциалами.

Статья на тему Окисление и восстановление

Окисление и восстановление

Окисление и восстановление в химии:

Мы уже немного разбирали темы окисления и восстановления в 8-м классе.

Теперь добавим, что углерод наравне с водородом тоже может являться восстановителем, забирая кислород. В итоге получается углекислый газ, и например, металл.

Все реакции этой серии называются окислительно-восстановительными и связаны с изменением степени окисления элементов.

Теперь посмотрим на эти реакции на уровне электронов.

Кислород очень электроотрицательный элемент. Поэтому, присоединившись к кому-то, он забирает себе электроны.

Т.е. можно сказать, что окисление — это потеря электронов (помним, что это отрицательные частицы с отрицательным зарядом) и увеличение степени окисления.

Так что, по сути, любой элемент, который забирает к себе кислород в любой реакции можно назвать восстановителем (способным забрать себе кислород).

Восстановление — это обратный процесс присоединения электронов и уменьшения степени окисления.

Степень окисления записывается в виде зарядов:

Al⁰ — 3e à Al⁺³ (окисление)

Mn⁺⁷ + 5e à Mn⁺² (восстановление)

В одной реакции всегда встречается

— и восстановитель (отдает электроны (его заряд становится положительнее) + повышает степень окисления + при этом сам окисляется)

— и окислитель (принимает электроны (его заряд становится отрицательнее) + понижает степень окисления + восстанавливается)

3CO⁺²           +       Fe₂O₃⁺³ = 3CO₂⁺⁴ + 2Fe⁰

Восстановитель           à6e    Окислитель

Электроны в окислительно-восстановительных реакциях не исчезают, а переходят от одного элемента к другому.

Чтобы так лихо определять, у кого какой заряд, посмотрите сначала на кислород, степень окисления которого -2, умножьте его количество на кол-во атомов и увидите отрицательный заряд. Если молекула нейтральна, то значит положительный заряд равен отрицательному.

Например, H₂SO₄

O₄ имеет заряд -2*4 = -8

Каждый H максимум +1, значит 1+1 = +2

А на серу остается +6

Редактировать этот урок и/или добавить задание и получать деньги постоянно* Добавить свой урок и/или задания и получать деньги постоянно

Добавить новость и получить деньги

Добавить анкету репетитора и получать бесплатно заявки на обучение от учеников

Окисление-восстановление — Большая советская энциклопедия

Окисле́ние-восстановле́ние

Окислительно-восстановительные реакции, химические реакции, сопровождающиеся изменением окислительных чисел (См. Окислительное число) 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 – 2e̅ = Zn²⁺.

Восстановлением называется присоединение электронов атомом, молекулой или ионом: Cl₂ + 2e̅ = 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^– – 1e̅ = 1/2Cl₂ (окисление аниона Cl^–), на катоде Н⁺ + 1e̅ =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 (S^2– – 2e̅ = 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⁺ + 2e̅ = 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^– – 2e̅ = 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.

Источник: Большая советская энциклопедия на Gufo.me

---

Значения в других словарях

1. ОКИСЛЕНИЕ-ВОССТАНОВЛЕНИЕ — ОКИСЛЕНИЕ-ВОССТАНОВЛЕНИЕ (редокс), химическая реакция, включающая одновременно ОКИСЛЕНИЕ (потерю атомом или молекулой одного или более электронов) и ВОССТАНОВЛЕНИЕ (приобретение этих электронов другим атомом или молекулой). Научно-технический словарь
2. окисление-восстановление — орф. окисление-восстановление, окисления-восстановления Орфографический словарь Лопатина