1. Понятие «степень окисления

Развитие в науке представлений об
окислении и восстановлении
1. Окисление и восстановление в работах Лавуазье
Впервые о процессе окисления стали говорить после доказательства А. Лавуазье, того, что кислород –
составная часть воздуха. Именно тогда ученый предложил так называемую теорию горения: горение
представляет собой взаимодействие вещества с кислородом воздуха. Например, процесс горения
магния на воздухе описывается уравнением:
2Mg + O2 = 2MgO
В дальнейшем реакции горения стали рассматривать как частный случай реакций окисления.
Например, медь не горит, а окисляется кислородом до оксида меди (II):
2Сu + O2 = 2CuO
Таким образом, в результате исследований Лавуазье, появилось такое определение процесса
окисления: Окисление – это взаимодействие вещества с кислородом, в результате которого
образуется оксид или несколько оксидов.
До работ Лавуазье восстановлением считался любой процесс образования простого вещества. После
формирования новых представлений о процессе окисления под восстановлением стали понимать
процесс, обратный окислению: Восстановление – процесс «отщепления» кислорода из оксида,
приводящий к образованию простого вещества.
Например, медь восстанавливается из оксида меди (II) при его нагревании с водородом:
CuO + H2 = Cu + H2O
Водород в данном случае играет роль восстановителя (т.е. он «отщепил» атомы кислорода от оксида).
Итак, после исследований Лавуазье, представления ученых о процессе горения изменились. Горение
стало рассматриваться как частный случай окисления, а процесс, обратный окислению, назвали
восстановлением.
2. Факты, противоречащие теории Лавуазье
В XIX веке представления о процессах окисления и восстановления были расширены. Дополнения,
вносимые в модель, были обусловлены появлением новых экспериментальных фактов,
противоречащих теории Лавуазье. Например, выяснилось, что вещества могут гореть не только в
атмосфере кислорода. Таким образом, натрий горит в атмосфере хлора, при этом образуется хлорид
натрия (поваренная соль):
2Na + Cl2 = 2NaCl
Если в раствор сульфата меди (II) опустить железный гвоздь, то через некоторое время гвоздь
покроется слоем меди.
Рис. 1. Взаимодействие железа с раствором сульфата меди(II)
Уравнение этой реакции:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Очевидно, что произошло восстановление меди. Но мы опять сталкиваемся с противоречием
представлениям Лавуазье: в состав ни одного из участников реакции не входят атомы кислорода.
Таким образом, восстановление может протекать без отщепления атомов кислорода.
Обсудим результаты еще одного опыта, в результате которого протекает все та же реакция
восстановления меди из сульфата меди (II). Для этого возьмем два стакана с растворами солей –
сульфата меди (II) и сульфата железа (II). В стакан с раствором сульфата меди (II) опустим графитовый
электрод, а в другой стакан (с раствором сульфата железа (II)) – железный электрод. Соединим
растворы в обоих стаканах трубкой, заполненной раствором соли (соляной мостик). Подсоединим
электроды к амперметру. Через некоторое время увидим, что в цепи появился электрический ток,
графитовый электрод покрылся слоем меди, а часть железного электрода растворилась.
Уравнение этой реакции: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Удивительно, что в ходе этой реакции железо непосредственно не соприкасалось с раствором сульфата
меди (II). Интересно и то, что в ходе реакции появился электрический ток.
И еще один удивительный факт. Оказывается, что медь можно восстановить из раствора ее соли и без
какого-либо реагента. В этом случае роль восстановителя будет играть отрицательно заряженный
электрод. Если в стакан с раствором хлорида меди (II) опустить два графитовых электрода и
пропустить через него электрический ток, то на катоде осаждается медь, а на аноде выделяется хлор.
Окисление и восстановление
1. Сущность окисления и восстановления
Если через раствор хлорида меди (II) пропускать электрический ток, то на катоде выделится медь, а на
аноде образуется хлор.
Рис. 1. Электролиз раствора хлорида меди(II)
Изобразим схемы протекающих на электродах процессов:
НА КАТОДЕ: Cu2+ → Cu
НА АНОДЕ: 2Cl- → Сl2
Чтобы катион меди Cu2+ превратился в электонейтральный атом меди, он должен принять от катода 2
электрона. Чтобы из двух анионов хлора Cl- образовалась молекула хлора, они должны отдать 2
электрона:
НА КАТОДЕ: Cu2+ + 2е → Cu (восстановление меди)
НА АНОДЕ: 2Cl- - 2е → Сl2
(окисление хлора)
Таким образом, можно сделать вывод:
Восстановление – процесс принятия электронов.
Окисление – процесс отдачи электронов.
Вещество, отдающее электроны, называется восстановителем. Вещество, принимающее электроны,
называется окислителем.
Рис. 2. Переход электронов от восстановителя к окислителю
Окислитель, принимая электроны, сам при этом восстанавливается. Восстановитель, отдавая
электроны, сам окисляется.
Процессы окисления и восстановления не могут протекать раздельно друг от друга, поэтому говорят
об окислительно-восстановительной реакции.
2. Электронный баланс
В окислительно-восстановительной реакции число принятых электронов должно быть равно числу
отданных электронов. В рассматриваемом процессе электронный баланс можно изобразить следующей
схемой:
2е-
Cu2+ + 2Cl- = Cu + Cl2
Если рассмотреть сущность еще одного окислительно-восстановительного процесса (между железом и
сульфатом меди (II)), то мы увидим, что катионы меди в этой реакции выполняют роль окислителя. В
результате происходит восстановление меди:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Cu2+ + 2e = Cu
Роль восстановителя играет простое вещество железо:
Fe – 2e = Fe2+
При этом железо окисляется до двухзарядного катиона.
Вы уже знаете, что окислительно-восстановительные реакции могут протекать под действием
электрического тока. Такие реакции называют электролизом. Этот процесс был подробно изучен
Майклом Фарадеем. Сегодня электролиз широко применяется в промышленности. С помощью него
делают копии различных деталей, наносят на стальные детали автомобилей защитный слой другого
металла.
Степень окисления
1. Понятие «степень окисления»
Рассмотрим понятие «степень окисления» на примере молекулы воды.
Рис. 1. Электронная формула молекулы воды
Общие электронные пары в молекуле воды смещены в сторону атома кислорода (Рис. 1), т.к. он более
электроотрицательный элемент, чем водород. Если представить, что электронные пары не смещаются,
а электроны полностью переходят от атома водорода к атому кислорода, то на атомах водорода будет
не частичный, а полный положительный заряд - +1, а на атоме кислорода - -2. Такой условный заряд
назвали степенью окисления (Рис. 2).
Рис. 2. Степени окисления атомов в молекуле воды
(Обратите внимание, степень окисления обозначают, как правило, арабской цифрой со знаком, причем
знак заряда ставится перед цифрой).
Степень окисления – это условный заряд, который будет иметь атом в веществе, если все химические
связи считать ионными.
2. Определение степеней окисления
Для электронейтральной частицы (молекулы) алгебраическая сумма произведений степени окисления
атома каждого элемента на число таких атомов в молекуле равна нулю. Это правило
называют правилом электронейтральности.
Покажем, как это правило выполняется в молекуле воды:
+1*2 + (-2)*1 = 0
В большинстве соединений и во всех оксидах кислород проявляет степень окисления -2. Атом
водорода в большинстве соединений имеет степень окисления +1. Степень окисления металлов в солях
равна заряду иона. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю.
Зная степень окисления некоторых элементов и используя правило электронейтральности, можно
определять степени окисления других элементов в соединении.
Определим степени окисления элементов в следующих соединениях:
KCl, N2O5, H2, Na2CO3.
В хлориде калия степень окисления калия равна заряду его иона, а значит, равна +1. По правилу
электронейтральности определим степень окисления хлора +1 + х = 0, х=-1
В оксиде азота степень окисления кислорода равна -2. По правилу электронейтральности определим
степень окисления азота х*2 + (-2)*5= 0, х=+5
Степень окисления каждого атома водорода в простом веществе равна 0.
Определим степени окисления атомов элементов в карбонате натрия. Степень окисления кислорода
равна -2, а у натрия степень окисления равна заряду иона, т.е. равна +1. По правилу
электронейтральности определим степень окисления углерода +1*2 + х +(-2)*3 = 0, х=+4
Окислительно-восстановительные
реакции
1. Понятие «окислительно-восстановительные реакции»
Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения
степеней окисления атомов элементов:
Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют
различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления,
происходящих с атомами магния и кислорода.
До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом,
атом магния потерял 2 электрона:
Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.
До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом,
атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:
Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.
Запишем общую схему окисления и восстановления:
Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.
2. Отличие окислительно-восстановительных реакций от реакций
ионного обмена
В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а
значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный
признак окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют
свою степень окисления
3. Изменение степеней окисления окислителя и восстановителя
Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от
прочих реакций.
1. NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить
значения степеней окисления атомов химических элементов.
+1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H2O
Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства
остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.
-4 +1
0
+4 -2 +1 -2
2. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод
повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:
-4
С -8е =С
+4
- процесс окисления
0
О +2е = О
-2
- процесс восстановления
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс,
необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:
-4
+4
С -8е =С
0
О +2е = О
- восстановитель, окисляется
-2
4
окислитель, восстанавливается
Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он
восстанавливается.
Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.
Составление уравнений
окислительно-восстановительных
реакций
1. Сущность электронного баланса
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует учесть, что число
электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.
Должен соблюдаться электронный баланс.
2. Пример использования метода электронного баланса
В качестве примера рассмотрим реакцию соляной кислоты с перманганатом калия.
Запишем схему данной реакции, зная, что продуктами реакции являются хлорид калия, хлорид
марганца, хлор и вода:
HCl + KMnO4 → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Расставить коэффициенты в схеме такой реакции методом подбора достаточно сложно. В таком случае
используют метод электронного баланса.
Дальше необходимо расставить значения степеней окисления химических элементов и определить, у
каких элементов степень окисления изменилась:
+1 -1 +1+7 -2 +1 -1 +2 -1
0
+1 -2
HCl + KMnO4 → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Степени окисления поменяли марганец и хлор.
Записываем схемы процессов окисления и восстановления:
+7
+2
Mn +5e = Mn
-1
0
2Cl – 2e = Cl2
(Как правило, простое вещество в полуреакциях окисления или восстановления записывают в
молекулярном виде – в данном случае Cl2. Тогда в левой части полуреакции должно быть два атома
хлора. Один атом хлора теряет один электрон, а два атома – два электрона.)
Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, домножим первую полуреакцию на 2, а
вторую – на 5.
+7
+2
Mn +5e = Mn
-1
окислитель, восстанавливается
2
0
2Cl – 2e = Cl2
восстановитель, окисляется
5
Получаем:
+7
+2
2Mn +10e = 2Mn
-1
0
10Cl – 10e = 5Cl2
Полученные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения:
HCl + KMnO4 → KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
Теперь находим коэффициенты для формул всех остальных веществ:
16HCl + 2KMnO4 = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Получили уравнение реакции.