Окислительно-восстановительные реакции в химии¶
Окислительно-восстановительные реакции — класс химических реакций, протекающих с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. В основе таких реакций лежит перераспределение электронов между частицами: одни атомы или ионы отдают электроны, другие их принимают. Процессы, в которых степень окисления элементов не меняется, к окислительно-восстановительным не относятся (например, реакции ионного обмена).
¶Основные понятия
Ключевыми терминами теории являются окисление, восстановление, окислитель и восстановитель.
- Окисление — процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой, сопровождающийся повышением степени окисления.
- Восстановление — процесс присоединения электронов, при котором степень окисления понижается.
- Окислитель — частица, принимающая электроны и восстанавливающаяся в ходе реакции.
- Восстановитель — частица, отдающая электроны и окисляющаяся.
Окисление и восстановление протекают одновременно: число отданных электронов всегда равно числу принятых. Это соотношение выражает закон сохранения заряда и лежит в основе составления уравнений.
¶Классификация
Окислительно-восстановительные реакции делят на несколько типов.
| Тип | Характеристика | Пример |
|---|---|---|
| Межмолекулярные | Окислитель и восстановитель — разные вещества | 2Na + Cl₂ → 2NaCl |
| Внутримолекулярные | Окислитель и восстановитель в одной молекуле | 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂ |
| Диспропорционирования | Один элемент одновременно окисляется и восстанавливается | 3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O |
| Компропорционирования | Атомы одного элемента с разными степенями окисления образуют одно значение | 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O |
¶Методы составления уравнений
Для уравнивания коэффициентов применяют два основных подхода.
Метод электронного баланса основан на подсчёте числа отданных и принятых электронов. Составляют схемы переходов, находят наименьшее общее кратное и определяют коэффициенты. Метод удобен для реакций в любых средах.
Метод полуреакций (электронно-ионный) учитывает реальные частицы, существующие в растворе, и позволяет уравнивать сложные реакции в водных средах с участием ионов H⁺, OH⁻ или H₂O. Он точнее отражает химизм процесса в растворах электролитов.
¶Окислители и восстановители
Сильные окислители: галогены, кислород, перманганат калия (KMnO₄), дихромат калия (K₂Cr₂O₇), концентрированные азотная и серная кислоты, пероксид водорода.
Сильные восстановители: щелочные и щёлочноземельные металлы, водород, углерод, оксид углерода(II), сероводород, иодиды, сульфиты.
Некоторые вещества проявляют двойственность: в зависимости от партнёра они могут выступать и окислителем, и восстановителем. Так, пероксид водорода окисляется сильными окислителями и восстанавливается восстановителями.
¶Значение и применение
Окислительно-восстановительные процессы широко распространены в природе и технике.
- Металлургия: восстановление металлов из оксидов (доменный процесс, алюминотермия).
- Электрохимия: работа гальванических элементов, аккумуляторов, электролиз.
- Биология: клеточное дыхание, фотосинтез, обмен веществ основаны на переносе электронов.
- Коррозия: разрушение металлов представляет собой окислительный процесс.
- Аналитическая химия: окислительно-восстановительное титрование (перманганатометрия, иодометрия).
- Промышленность: получение кислот, щелочей, синтез аммиака и других продуктов.
¶Направление реакций
Возможность самопроизвольного протекания определяется разностью окислительно-восстановительных потенциалов. Реакция идёт в сторону превращения сильного окислителя и сильного восстановителя в слабые. Количественной мерой служит стандартный электродный потенциал (E°), измеряемый в вольтах относительно водородного электрода. Чем больше E°, тем сильнее окислительные свойства частицы.
Окислительно-восстановительные реакции составляют фундамент многих химических технологий и лежат в основе ключевых биологических процессов, что определяет их центральное место в химической науке.
IRONLIVE — база данных и аналитика по компаниям России.
На главную IRONLIVE →