О соединении, которое отдает электроны, говорят, что оно окисляется; его называют восстановителем. Соединение, принимающее электроны, восстанавливается и является окислителем. Наиболее распространенные примеры окисления – реакции с участием элементного кислорода, например ржавление железа или горение любых горючих веществ. Уравнение горения магния имеет вид

Примером окислительно-восстановительной реакции, протекающей без участия кислорода, является взаимодействие металлического натрия с газообразным хлором:

Этот способ написания уравнения показывает, что оба элемента по окончании реакции приобретают электронную конфигурацию инертного газа (на их внешних электронных оболочках – по 8 электронов). Направление этой реакции можно изменить на противоположное, приложив электрическое напряжение. Если пару электродов (графитовых стержней) погрузить в расплав хлорида натрия и соединить с источником постоянного тока, на отрицательном электроде произойдет реакция Na⁺ + e^– ® Na, а на положительном – 2Cl^– ® Cl₂ + 2e^– (здесь е^– – электрон). Этот процесс называют электролизом. (Устройство для проведения электролиза – электролитическая ячейка.)

(14.15 Кб)

Процесс электролиза применяется для перезарядки свинцовых аккумуляторов и нанесения металлических покрытий (например, серебрение). См. также ЭЛЕКТРОХИМИЯ; МЕТАЛЛОПОКРЫТИЯ.

Окислительно-восстановительные реакции удобно представлять в виде суммы двух полуреакций, аналогичных тем, которые использовались для иллюстрации перемещения электронов между ионами натрия и хлора. Каждая полуреакция характеризуется электродным окислительно-восстановительным потенциалом, величиной которого определяется легкость передачи электронов. Этот потенциал зависит не только от природы соединения, но также от его концентрации, концентрации других веществ, вступающих в реакцию, и от температуры. Численные значения этих потенциалов обычно приводятся для конкретных условий: для растворенных веществ это эффективная концентрация 1 М; для газов – давление 1 атм (или парциальное давление 1 атм для каждого из газов, участвующих в реакции); для плохо растворимых твердых веществ и жидкостей – сами чистые твердые вещества и жидкости. В табл. 2 приведены значения стандартных потенциалов для некоторых распространенных полуреакций, представленных в виде реакций восстановления. Отметим, что для каждой полуреакции восстановленная форма вещества записывается в правой части уравнения, а окисленная – в левой. Паре ион водорода/газообразный водород приписан нулевой потенциал, потенциалы всех остальных пар измеряются по отношению к нему. Таким образом, пара с положительным потенциалом содержит лучший, чем ион водорода, окислитель, а пара, имеющая отрицательный потенциал, – лучший, чем газообразный водород, восстановитель. Величина окислительной или восстановительной способности вещества прямо пропорциональна стандартному потенциалу.

Таблица 2. СТАНДАРТНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ (стандартные условия, 25° С)
Полуреакция	Потенциал, В
F2 + 2e– ® 2F–	2,87
H2O2 + 2H+ + 2e– ® 2H2O	1,78
Cl2 + 2e– ® 2Cl–	1,36
Cr2O72– + 14H+ + 6e– ® 2Cr3+ + 7H2O	1,33
MnO2 + 4H+ + 2e– ® Mn2 + + 2H2O	1,23
Ag+ + e– ® Ag	0,80
Cu+ + e– ® Cu	0,52
Cu2+ + 2e– ® Cu	0,34
Sn4+ + 2e– ® Sn2+	0,15
2H+ +2e– ® H2	0,00
Sn2+ +2e– ® Sn	–0,14
Fe2+ + 2e– ® Fe	–0,44
Zn2+ + 2e– ® Zn	–0,76
Mg2+ + 2e– ® Mg	–2,37
Na+ + e– ® Na	–2,71
Li+ + e– ® Li	–3,05

Таблицу 2 можно использовать для предсказания хода многих реакций. Нужно только помнить, что если полуреакцию записывают в противоположном направлении, чем это сделано в таблице, то ее потенциал следует брать с противоположным знаком. Обычно реакции идут до конца, если сумма потенциалов двух полуреакций (потенциал ячейки) положительна и превышает примерно 0,1 В. Если потенциал ячейки находится в интервале от +0,1 до –0,1 В, то между реагирующими веществами устанавливается равновесие, причем в реакционном объеме все они присутствуют в заметных количествах. Если же потенциал ячейки ниже –0,1 В, то реакция, по существу, не идет. Однако если полоску цинка погрузить в раствор, содержащий ион меди, будет протекать реакция

Поскольку потенциал представляет собой большую положительную величину, реакция идет до конца. Если же полоску меди поместить в раствор, содержащий ион цинка, то реакция Cu + Zn²⁺ ® Cu²⁺ + Zn не произойдет из-за высокого отрицательного потенциала ячейки (–1,10 В).

Если смешать растворы, содержащие бихромат-ион и ион марганца(II), то между реагентами и продуктами установится равновесие, при этом оба иона и продукты реакции – оксид марганца(II) и ион хрома(III) – будут присутствовать в достаточно большой концентрации, поскольку потенциал этой реакции при стандартных условиях составляет лишь 0,1 В.

Отметим, что правая и левая части уравнения первой полуреакции умножены на три, чтобы получить число электронов, необходимое для второй полуреакции. Величина потенциала от этого не изменяется. В обеих частях суммарного уравнения должно быть одинаково не только число атомов каждого типа, но и суммарный электрический заряд (в данном случае он равен +6).

В отличие от электролитической ячейки, во внешнюю цепь которой включен источник тока, гальванический элемент сам вырабатывает электричество. Гальваническими элементами являются, например, свинцовый автомобильный аккумулятор и батарейка для карманного фонарика. Напряжение, которое дает элемент, определяется потенциалами протекающих в нем полуреакций.

назад   дальше