Головна

   Велика Радянська Енциклопедія

Окислення - реакції, хімічні реакції, що супроводжуються зміною

   
 

окислювальних чисел атомів. Спочатку (з часу введення в хімію кисневої теорії горіння А. Лавуазьє , кінець 18 ст.) Окисленням називалися тільки реакції з'єднання з киснем, відновленням - відібрання кисню. З введенням в хімію електронних уявлень (1920-30) виявилося можливим широко узагальнити поняття Про.-в. і поширити його на реакції, в яких кисень не бере участь. Згідно електронної теорії, окисленням називається віддача електронів атомом, молекулою або іоном: Zn = 2 = Zn 2 + Відновленням називається приєднання електронів атомом, молекулою або іоном: Cl + 2 .

= 2Cl 2 Окислювачами називається нейтральний атом, молекула або іон, що приймають електрони (у другому прикладі молекула хлору Cl ), восстановителями - нейтральний атом, молекула або іон, що віддають електрони (у першому прикладі - атом Zn). Окислення і відновлення - взаємопов'язані процеси, які завжди протікають одночасно. Коли одна речовина окислюється, то інше відновлюється, і навпаки. Так, наведені вище приватні реакції окислення і відновлення складають єдиний процес Про.-в.: Zn + Cl =.

= ZnCl 2 Тут Zn окислюється до Zn 2 2 + 2.

, а Cl відновлюється до 2Cl У хімії окислювально-відновні реакції належать до числа найбільш поширених. Наприклад, на них, як правило, грунтується отримання простих речовин (металів і неметалів) 2 CuO + H =.

= Cu + H

O, 2 2КВг + Cl 2 = Br

+ 2KCl. 2 В основі технічного виробництва таких найважливіших хімічних продуктів, як 2 аміак

азотна кислота сірчана кислота , , процесів спалювання палива і горіння також лежать реакції Про.-в. У гальванічних елементах (див. , Хімічні джерела струму ) виникнення електрорушійної сили обумовлено протіканням реакції Про.-в. При проведенні електролізу на аноді відбувається електрохімічне окислення, на катоді - електрохімічне відновлення. Наприклад, при виробництві хлору електролізом розчину NaCl на аноді йде реакція Cl = 1 = 1/2Cl = (окислення аніона Cl ), на катоді Н 2 + 1 = (відновлення катіона Н +). =1/2Н2 Корозія + металів також пов'язана з реакціями Про.-в. і полягає в окисленні металів. Дихання, засвоєння рослинами вуглекислого газу з виділенням кисню (див. Фотосинтез

), обмін речовин та ін біологічно важливі явища являють собою реакції Про.-в. (Див. Окислення біологічне ). При складанні рівнянь реакцій Про.-в. основна трудність полягає в підборі коефіцієнтів, особливо для реакцій за участю з'єднань, в яких хімічний зв'язок носить не іонний, а ковалентний характер. У цьому випадку корисні поняття електронегативності і окислювального числа (ступеня окислення). Електронегативність - здатність атома в молекулі притягувати і утримувати біля себе електрони. Ступінь окислення - такий заряд, який виник би на атомі в молекулі, якби кожна пара електронів, що зв'язує його з ін атомами, була повністю зміщена до більш електронегативного атома (див. Валентність

). Знаходження міри окислення атома в молекулі засноване на тому, що молекула в цілому повинна бути електрично нейтральною. При цьому враховується, що ступінь окислення атомів деяких елементів в з'єднаннях завжди постійна (лужні метали +1, лужноземельні метали і цинк +2, алюміній +3, кисень, крім перекисів, = 2 і т.д.). Ступінь окислювання атома в простих речовинах дорівнює нулю, а одноатомного іона в іонному поєднанні дорівнює заряду цього іона. Наприклад, розрахуємо ступінь окислення атома Cr в з'єднанні K Cr . Користуючись постійними значеннями ступенів окислення для К і О, маємо 2Ї (+1) + 7Ї (= 2) == 12. Отже, ступінь окислення одного атома Cr (щоб зберегти електронейтральність молекули) дорівнює +6. На основі введених понять можна дати інше визначення Про.-в.: окисленням називається збільшення ступеня окислення, відновленням називається пониження міри окислення. 2 Восстановителями є майже всі метали у вільному стані, негативно заряджені іони неметалів (S 2O7 2 =

= 2 = S?), позитивно заряджені іони металів на молодшому окислення (), складні іони і молекули, що містять атоми в проміжній ступеня окислення ( ). У промисловості і техніці широко використовуються такі відновники, як вуглець і окис вуглецю (відновлення металів з оксидів) ZnO + С = Zn + СО, FeO + СО = Fe + СО , сульфіт натрію Na

SO 2.

і гідросульфіт натрію NaHSO 2 - у фотографії і фарбувальній справі, металевий натрій і вільний водень - для отримання чистих металів 3 TiCl 3 + 4Na = Ti + 4NaCI,

GeO 4 +2 Н

= Ge + 2H 2 O. 2 Окислювачами можуть бути нейтральні атоми неметалів (особливо галогенів і кисню), позитивно заряджені іони металів вкрай окислення (Sn 2 4 +

+ 2 = Sn 2 + ), складні іони і молекули, що містять атоми елементів в більш високого ступеня окислення (). Промислове значення як окислювачі мають: кисень (особливо в металургії), озон, хромова і двухромову кислоти та їх солі, азотна кислота, перекис водню, перманганат калію, хлорне вапно тощо Самий сильний окислювач - електричний струм (окислення відбувається на аноді). Для підбору коефіцієнтів в рівняннях реакцій Про.-в. служить загальне правило: число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, прийнятих окислювачем. Застосовують зазвичай два методи підбору коефіцієнтів: метод електронного балансу і електронно-іонний метод. , , У методі електронного балансу підрахунок числа прийнятих і відданих електронів роблять на підставі значень ступенів окислення елементів до і після реакції. Наприклад,

Таким чином,

? Є окислювачем, а


? - Відновником. Складають приватні реакції окислення і відновлення: Відповідно до наведеного вище правилом числа відданих і прийнятих електронів зрівнюють. Отримані величини підставляють у вихідне рівняння: 2KClO

= 2KCl + 3O

В електронно-іонному методі схему реакції записують відповідно до загальними правилами складання іонних реакцій, тобто сильні електроліти записують у вигляді іонів, а неелектролітів, слабкі електроліти, гази і опади - у вигляді молекул. Що не змінюються в результаті реакції іони в таку схему не входять. Наприклад, 3 KMnO 2.

+ KI + H

SO 4? K 2 SO 4 + I 2 + MnSO 4 + H 2 O, 4 в іонному вигляді: 2 Розрахувавши ступеня окислення, визначають окислювач і відновник і складають приватні реакції окислення і відновлення:

2I

= 2

= I = У другому рівнянні, перед тим як записати перехід електронів, необхідно скласти "матеріальний" баланс, тому що в лівій частині рівняння є атоми О, а в правій їх немає. Надлишкові атоми Про зв'язуються в молекули води іонами Н , присутніми в сфері реакції (кисле середовище): 2,

Далі, як і в першому методі, знаходять коефіцієнти-множники до приватним рівнянням для досягнення електронного балансу (у наведеному прикладі 5 і 2 відповідно). Остаточне рівняння має вигляд: + Отримані коефіцієнти підставляють у вихідне рівняння:

2KMnO

.

+ 10KI + 8H

SO 4 = 6K 2 SO 4 + 5I 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O. 4 Аналогічно складають і рівняння реакцій Про.-в. в лужному середовищі (замість іонів Н 2 в приватних рівняннях фігурують іони OH

). Т. о., В зрівнянні реакцій по другому методу враховують характер реакційного середовища (кисла або лужна або нейтральна), яка сильно впливає і на напрям реакції Про.-в. і на продукти, одержувані в результаті реакції. Наприклад, рівновагу окислювально-відновної реакції +??? В кислому середовищі зміщена вліво, а в лужному - вправо. Сильний окислювач іон =? В кислому середовищі відновлюється до іона Mn 2 + , в лужному середовищі - до іона , в нейтральній - до молекули . Див також Окислення металів Відновлення металів Літ.: , Кудрявцев А. А ., Складання хімічних рівнянь, М., 1968; Хімія. Курс для середньої школи, пров. з англ., 2 изд., М., 1972, гл. 12; Хімія. Посібник для викладачів середньої школи, пров. з англ., ч. 1, М., 1973, гл. 12. .

© В. К. Бєльський. 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.





Виберіть першу букву в назві статті:

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 ы э ю я

Повний політерний каталог статей


 

Алфавітний каталог статей

  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 ы э ю я
 


 
© 2014-2022  vre.pp.ua