Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОЛИЗК окислительно-восстановительным относятся реакции в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов. Следовательно, для того чтобы определить, является ли рассматриваемая реакция окислительно-восстановительной, необходимо рассчитать степени окисления атомов исходных веществах и продуктах взаимодействия.
Чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться поясными правилами.
1. Сумма степеней окисления атомов всех элементов в соединении обязательно равна нулю.
2. Степень окисления атома в простом веществе равна нулю.
3. Степени окисления атомов металлов всегда положительные; максимальные их значения почти всегда равны номеру группы.
4. Степени окисления атомов в кислотном остатке равны степеням окисления атомов в кислоте и в любой соли этой кислоты.
К окислительно-восстановительным относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.
В качестве примера окислительно-восстановительной реакции рассмотрим красивый и практически важный процесс алюминотермии:
Fe2О3 + 2А1 = 2Fe + А12О3 + Q
Обозначим степени окисления всех элементов:
+3 -2 0 0+3 -2
Fe2О3+ 2Al = 2Fe + Al2О3
Как видно из уравнения, два элемента — железо и алюминий изменили свои степени окисления. Что с ними произошло?
Алюминий из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +3, т.е. отдал 3 электрона:
0 +3
А1 - 3е→2А1
Элемент (или вещество), отдающий электроны, называют восстановителем, сам элемент при этом окисляется.
Условный ион железа в степени окисления +3 превратился в нейтральный атом, т.е. получил при этом 3 электрона:
+3 0
Fe + 3е → Fe
Элемент (или вещество), принимающий электроны, называют окислителем, сам элемент при этом восстанавливается.
Наиболее сильными восстановителями являются: металлы, водород, оксид углерода (П), углерод, сероводород, аммиак и др. К наиболее сильным окислителям относятся: фтор, кислород, озон, галогены, азотная и серная кислоты, перманганат калия и др. Однако, самым сильным окислителем и восстановителем является электрический ток. С его помощью можно восстанавливать даже щелочные и щелочноземельные металлы из их соединений, окислять ионы галогенов и кислорода в их соединениях до простых веществ.
Электролизом называют окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
Обратите внимание: наши представления об электролите расширились. К электролитам относят не только те вещества, растворы которых проводят электрический ток, но и вещества, способные к этому в расплавах.
Знакомство с электролизом мы начнем с рассмотрения электролиза расплавов электролитов.
При плавлении электролиты распадаются на ионы, только в отличие от ионов в водных растворах они не гидратированы. При пропускании электрического тока через расплав эти ионы буди направляться к противоположно заряженным электродам и разряжаться на них.|Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия. В расплав эта соль диссоциирует:
NaCl = Na+ + Cl-
Под действием электрического тока катионы натрия направляются к катоду (отрицательному полюсу источника тока) и разряжаются на нем, т.е. восстанавливаются:
Na+ + 1е→Na°
Под действием электрического тока хлорид-анионы направлю ются к аноду (положительному полюсу источника тока) и разрш жаются на нем, т.е. окисляются:
2С1 - 2е→С12
Итоговое уравнение электролиза расплава хлорида натрия имеет вид
Электролиз
NaCl → 2Na + Cl2
Расплав
Именно так в промышленности получают щелочные и щелочноземельные металлы, а также галогены. Впервые использовал электролиз для получения этих металлов английский химик Г. Дэви.
Второй тип промышленного электролиза — это электролиз растворов. В этом процессе приходится учитывать не только те ионы, на которые диссоциирует электролит, но и ионы, образующиеся при незначительной диссоциации молекул воды:
В качестве примера рассмотрим электролиз водного pacтвора хлорида натрия. На катод в этом случае отправятся сразу два вида ионов: Na+ и Н+, на анод — С1- и ОН-. На катоде, первую очередь происходит восстановление не катионов натрия, а катионов водорода:
2Н+ + 2е→Н2°
На аноде легче окисляются хлорид-анионы, чем ионы ОН-: 2С1– -2е→ С12°
Таким образом, в результате электролиза водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется водород, на аноде — газообразный хлор, а в растворе остаются катионы натрия и гидроксид-анионы. Суммарное уравнение рассмотренного процесса выглядит так:
Электролиз.
2NaCl + 2Н2О→2NaOH+ Н2О + С12↑
В промышленности электролиз широко применяется:
для получения щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия;
получения галогенов, водорода, кислорода;
нанесения металлических покрытий на поверхность изделий никелирование, хромирование, золочение (общее название таких процессов — гальваностегия),
изготовления рельефных металлических копий (галъванопластика);
очистки цветных металлов от примесей (рафинирование). I