Окислительно-восстановительные реакции

В химии окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных. Окисление и восстановление — взаимосвязанные процессы, которые всегда протекают одновременно. Когда одно вещество окисляется, то другое — восстанавливается, и наоборот. В живой природе энергия, выделяемая в процессе окислительно-восстановительных реакций, обеспечивает жизнедеятельность организмов. Дыхание, усвоение растениями углекислого газа с выделением кислорода (см. Фотосинтез), обмен веществ и другие биологически важные явления представляют собой окислительно-восстановительные реакции. Эти реакции лежат в основе процессов металлургии, производства важнейших химических продуктов (аммиака, азотной и серной кислот и др.), в основе процессов сжигания топлива и горения; они используются в химических источниках тока, обусловливая возникновение электродвижущей силы, и т. д.

В давние времена, когда люди не знали химии, они не могли написать уравнение реакции растворения жемчужины в виноградном уксусе:

CaCO₃ + 2CH₃COOH = Ca(CH₃COO)₂ + H₂O + CO₂

или даже более простой реакции сгорания алмаза на воздухе под действием солнечных лучей:

C + O₂ = CO₂

И уж тем более никто не смог бы разъяснить, что вторая реакция намного сложнее первой: ведь при ней происходит перемещение электронов от одного атома к другому, а значит, она относится к окислительно-восстановительным реакциям. Ученые полагали, что окисление — это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но после создания А. Лавуазье кислородной теории горения к началу XIX в. химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода.

Но вот простейшая реакция железа с соляной кислотой:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Здесь нет кислорода, и тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель — ион водорода — протон H⁺, а железо выступает в роли восстановителя.

<addc>G</addc>

Разобраться в этом удалось лишь с введением в химию электронных представлений. Теперь мы знаем, что окислитель — вещество, которое приобретает электроны, а восстановитель — вещество, которое их отдает. При электролизе электроны лишь переходят от одних молекул или атомов к другим (см. Электролитическая диссоциация). Тем более неизбежен такой переход при обычных окислительно-восстановительных реакциях. Эти две реакции всегда сопряжены, всегда происходят одновременно. Рассматривать, изучать, практически использовать окисление можно только в сочетании с восстановлением. Будет ли это доменный процесс — восстановление железа из оксидов коксом и оксидом углерода; биохимические процессы дыхания, брожения, фотосинтеза; электрометаллургия или изготовление красителей и лекарств — анализ всех этих процессов связан с учетом того, сколько электронов отдал или принял каждый участвующий в реакции атом, как изменилась его степень окисления. В связи с этим записываются коэффициенты уравнений реакций, например:

Fe⁰ + 2H ⁺ Cl⁻ → FeCl₂ + H₂↑

Fe⁰ − 2e = Fe²⁺; 2H⁺ + 2е = H₂⁰

Для того чтобы предсказать, какой атом будет отдавать, а какой — принимать электроны, химики пользуются понятием электроотрицательности, т. е. способности атомов в молекуле притягивать и удерживать около себя электроны. Восстановителями являются почти все металлы в свободном состоянии, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшем валентном состоянии, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления.

Окислителями могут быть нейтральные атомы и молекулы неметаллов, в особенности галогенов и кислорода, положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в более высокой степени окисления. Самый сильный окислитель — электрический ток (поток отрицательно заряженных электронов). При этом окисление происходит на аноде.