Примеры химических соединений, участвующие в реакциях как окислители и восстановители

Окислители	Восстановители
Cl2 (Br2, I2) ® HCl(HBr, HI)	HCl(HBr, HI) ® Cl2(Br2, I2)
KClO3 ® KCl	Металлы Zn, Cu ®. Zn2+, Cu2+
Na2SO3 ® S	Na2SO3 ® Na2SO4
KNO2 (кислая среда) ® NO	KNO2 ® KNO3
K2Cr2O7 (H2SO4) ® Cr2(SO4)3	CrCl3 (KOH) ® K2CrO4
KMnO4 (кислая среда) ® MnSO4	MnSO4 ® MnO2
KMnO4 (щелочная среда) ® K2MnO4	FeCl2 ® FeCl3
KMnO4 (нейтр. среда)® MnO2	NH3 ® N2
	С6Н5СН3® С6Н5СООН
	С6Н5С2Н5® С6Н5СООН + СО2

В сложных химических соединениях с ионными и ковалентными связями принята следующая шкала степеней окисления:

- щелочные металлы (+1);

- щелочноземельные металлы (+2);

- фтор (-1), кислород (-2);

- водород в большинстве соединений (+1).

Степень окисления простых веществ, например таких как Н₂, О₂, Cl₂,N₂и др., принята равной нулю.

Этой информации о степенях окисления достаточно, чтобы рассчитать степени окисления многих других элементов в химических соединениях. Например, в K₂Cr₂O₇, зная, что степень окисления калия +1, а кислорода2, несложно определить степень окисления атома хрома, равную[2 (+1) + 2 х – 7 (2)]=0, х =+6

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав химических соединений.

Окислители в химических реакциях присоединяют электроны (восстанавливаются). Восстановители отдают электроны (окисляются).

Одно и то же химическое соединение в зависимости от условий проведения реакции может выступать окислителем или восстановителем, например Na₂SO₃.

Приведем окислительно-восстановительную реакцию взаимодействия металла цинка с сульфатом меди:

Zn(т) + CuSO₄(р-р)  ZnSO₄(р-р) + Cu(т).

В ионном виде:

Zn⁰(т)+Cu²⁺(р-р)+SO₄^2(р-р)Zn²⁺(р-р)+SO₄^2(р-р)+Cu⁰(т).

В сокращенном виде:

Zn⁰(т) + Cu²⁺(р-р)  Zn²⁺(р-р) + Cu⁰(т).

Реакция окисления (атом Zn отдает электроны):

Zn⁰(т)  Zn²⁺(р-р) + 2е^.

Реакция восстановления (ион Cu²⁺ принимает электроны):

Cu²⁺(р-р) + 2е^Cu⁰(т).

4.3. Превращение энергии химической реакции в электрическую энергию

Самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции используются в гальванических элементах – устройствах превращающих энергию химической реакции в электрическую энергию.

Рассмотрим процесс возникновения отрицательно заряда на металлическом электроде, опущенном в раствор соли этого металла (рис. 36).

Пластинка металла, опущенная в раствор соли оказывается в неустойчивом состоянии (рис. 36, а). Об этом можно судить по наблюдаемому процессу окисления:

М₁  М₁⁺ + е^.

Частицы металла М₁ в виде ионов переходят в раствор, оставляя электроны на электроде. Процесс растворения прекращается, когда отрицательный заряд электрода достигнет величины, препятствующей дальнейшему переходу положительно заряженных ионов в раствор.

Рис. 36. Модель возникновения отрицательного заряда на металле, опущенном в раствор соли: а) электронейтральный электрод; б) отрицательно заряженный электрод

Электрод, на котором происходит реакция окисления, называется анодом.

Природа металла определяет направления окислительно-восстановительного процесса. Для некоторых металлов при прочих равных условиях наблюдаются реакции восстановления, если опустить металл М₂ в раствор его соли:

М₂⁺ + е^ М₂.

Электрод приобретает положительный заряд в случае протекания на электроде восстановительной реакции (рис. 37). Катионы металла М₂⁺ поступают из раствора, достраивают кристаллическую решетку электрода и создают некоторый недостаток электронов на нем.

Электрод, на котором происходит реакция восстановления, называется катодом.

Рис. 37. Возникновение положительного заряда на металле, опущенном в раствор соли данного металла: а) электронейтральный электрод; б) положительно заряженный электрод

Положительно и отрицательно заряженные электроды, соединенные между собой в электрическую цепь, представляют собой гальванический элемент (рис. 38). В замкнутой электрической цепи на электродах самопроизвольно протекают окислительно-восстановительные реакции. Они сопровождаются движением электронов (по металлическому проводнику), а также катионов и анионов (по мостику, содержащему раствор электролита).

Раздельное течение электродных реакций в катодном и анодном пространстве осуществляется в результате растворения металлического анода и осаждения металла на катоде. Энергия движения электронов во внешней цепи может быть превращена в механическую энергию (электромотор) или энергию электромагнитного излучения (свечение лампочки накаливания).

Электрохимическая реакция в гальваническом элементе отличается от химической реакции двумя характерными признаками. Во-первых, отсутствием непосредственного контакта между реагентами и, во-вторых, генерированием электрической энергии.

Рис. 38. Модель гальванического элемента: а) электроды соединены в электрическую цепь металлическим проводником, обладающим электронной проводимостью, и солевым мостиком, обладающим ионной проводимостью; б) гальванический элемент, записанный в строчку

Конкретным примером, подтверждающим высказанные выше положения, служит реакция между металлическим цинком и раствором сульфата меди:

При непосредственном контакте между реагентами можно наблюдать, как на поверхности растворяющихся кусочков цинка появляются розовато-красные отложения металлической меди:

Zn(т) + CuSO₄(р-р)  ZnSO₄(р-р) +Cu(т)

или в ионном виде:

Zn(т) + Cu²⁺(р-р)  Zn²⁺(р-р) +Cu(т).

В гальваническом элементе, составленном из цинкового и медного электродов:

(-) Zn(т) | ZnSO₄(р-р) || CuSO₄(р-р) | Cu(т) (+)

непосредственный контакт между реагентами исключается. Раздельно идут анодная и катодная реакции:

анод (окисление): Zn⁰(т)= Zn²⁺(р-р) + 2е^-

катод (восстановление): Cu²⁺(р-р) + 2е^- = Сu⁰(т)

Zn⁰(т) + Cu²⁺(р-р)  Zn²⁺(р-р) +Cu⁰(т)

или

Zn(т) + CuSO₄(р-р)  ZnSO₄(р-р) +Cu(т).

В таком гальваническом элементе генерируется электрическая энергия.