окислення-відновлення , окислювально-відновні реакції, хімічні реакції, що супроводяться зміною окислювальних чисел атомів. Спочатку (з часу введення в хімію кисневої теорії горіння А. Лавуазье, кінець 18 ст) окисленням називалися лише реакції з'єднання з киснем, відновленням — видалення кисню. З введенням в хімію електронних вистав (1920—30) виявилося можливим широко узагальнити поняття.-в. і розповсюдити 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 + 2 = 2cl – .
Окислювачами називається нейтральний атом, молекула або іон, що приймають електрони (у другому прикладі молекула хлору Cl 2 ), відновниками — нейтральний атом, молекула або іон, що віддають електрони (у першому прикладі — атом Zn). Окислення і відновлення — взаємозв'язані процеси, які завжди протікають одночасно. Коли одна речовина окислюється, то інше відновлюється, і навпаки. Так приведені вище приватні реакції окислення і відновлення складають єдиний процес Про.-в.: Zn + Cl 2 = Zncl 2 .
Здесь Zn окислюється до Zn 2+ , а Cl 2 відновлюється до 2cl – .
В хімії окислювально-відновні реакції належать до найбільш поширених. Наприклад, на них, як правило, засновано здобуття простих речовин (металів і неметалів)
CUO + H 2 =Cu + H 2 O,
2КВг + Cl 2 = Br 2 + 2kcl.
В основі технічного виробництва таких найважливіших хімічних продуктів, як 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 обумовлене 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 2 (окислення аніона Cl – ), на катоді Н + + 1 = 1 / 2 Н 2 (відновлення катіона Н + ). Корозія металів також пов'язана з реакціями Про.-в. і полягає у окисленні металів.
Дихання, засвоєння рослинами вуглекислого газу з виділенням кисню (див. Фотосинтез ), обмін речовин і ін. біологічно важливими явищами є 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. В цьому випадку корисні поняття електронегативності і окислювального числа (міри окислення). Електронегативність — здатність атома в молекулі притягувати і утримувати біля себе електрони. Міра 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 має бути електрично нейтральною. При цьому враховується, що міра окислення атомів деяких елементів в з'єднаннях завжди постійна (лужні метали +1, лужноземельні метали і цинк +2, алюміній +3, кисень, окрім перекисів –2 і т.д.). Міра окислення атома в простих речовинах дорівнює нулю, а одноатомного іона в іонному з'єднанні дорівнює заряду цього іона. Наприклад, розрахуємо міру окислення атома Cr в з'єднанні K 2 Cr 2 O 7 . Користуючись постійними значеннями мір окислення для До і Про, маємо 2·(+1)+ 7·(–2)= –12. Отже, міра окислення одного атома Cr (щоб зберегти електронейтральність молекули) рівна +6. На основі введених понять можна дати інше визначення.-в.: окисленням називається збільшення міри окислення, відновленням називається пониження міри окислення.
Відновниками є майже всі метали у вільному стані, негативно заряджені іони неметалів (S 2– – 2 = S°), позитивно заряджені іони металів в нижчій мірі окислення (), складні іони і молекули, що містять атоми в проміжній мірі окислення (, ). У промисловості і техніці широко використовуються такі відновники, як вуглець і окисел вуглецю (відновлення металів з оксидів)
ZNO + С = Zn + З, FEO +СО = Fe + СО 2 .
сульфіт натрію Na 2 So 3 і гідросульфіт натрію Nahso 3 — у фотографії і фарбувальній справі, металевий натрій і вільний водень — для здобуття чистих металів
Ticl 4 + 4na = Ti + 4naci,
Geo 2 +2Н 2 = Ge + 2h 2 O.
Окислювачами можуть бути нейтральні атоми неметалів (особливо галогенів і кисню), позитивно заряджені іони металів вкрай окислення (Sn 4+ + 2 = Sn 2+ ), складні іони і молекули атоми елементів, що містять, у вищій мірі окислення (,,). Промислове значення як окислювачі мають: кисень (особливо в металургії), озон, хромова і двухромовая кислоти і їх солі, азотна кислота, перекис водню, перманганат калія, хлорне вапно і ін. Найсильніший 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.
В методі електронного балансу підрахунок числа прийнятих і відданих електронів роблять на підставі значень мір окислення елементів до і після реакції. Наприклад,
Таким чином, є окислювачем, а — відновником. Складають приватні реакції окислення і відновлення:
Відповідно до приведеного вище правила числа відданих і прийнятих електронів зрівнюють. Отримані величини підставляють у вихідне рівняння:
2kclo 3 = 2kcl + 3o 2 .
В електронно-іонному методі схему реакції записують відповідно до загальних правил складання іонних реакцій, тобто сильні електроліти записують у вигляді іонів, а неелектроліти, слабкі електроліти, гази і осідання — у вигляді молекул. Реакції, що не змінюються в результаті, іони в таку схему не входять. Наприклад,
Kmno 4 + KI + H 2 So 4 ® K 2 So 4 + I 2 + Mnso 4 + H 2 O,
в іонному вигляді:
Розрахувавши міри окислення, визначають окислювач і відновник і складають приватні реакції окислення і відновлення:
2i – – 2 = I 2 ,
В другому рівнянні, перш ніж записати перехід електронів, необхідно скласти «матеріальний» баланс, т.к. в лівої частини рівняння є атоми Про, а в правій їх немає. Надлишкові атоми Про зв'язуються в молекули води іонами Н + , присутніми у сфері реакції (кисле середовище):
Далі, як і в першому методі, знаходять коефіцієнти-множники до приватних рівнянь для досягнення електронного балансу (у наведеному прикладі 5 і 2 відповідно). Остаточне рівняння має вигляд:
.
Отримані коефіцієнти підставляють у вихідне рівняння:
2kmno 4 + 10ki + 8h 2 So 4 = 6k 2 So 4 + 5i 2 + 2mnso 4 + 8h 2 O.
Аналогічно складають і рівняння реакцій Про.-в. у лужному середовищі (замість іонів Н + в приватних рівняннях фігурують іони Oh – ). Т. о., в зрівнюванні реакцій по другому методу враховують характер реакційного середовища (кисла або лужна або нейтральна), яке сильно впливає і на напрям реакції Про.-в. і на продукти, отримувані в результаті реакції. Наприклад, рівновага окислювально-відновної реакції в кислому середовищі зміщена вліво, а в лужній — управо. 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, пер.(переведення) з англ.(англійський), 2 видавництва, М., 1972, гл.(глав) 12; Хімія. Посібник для викладачів середньої школи, пер.(переведення) з англ.(англійський), ч. 1, М., 1973, гл.(глав) 12.
