§ 19. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз

Определения и обозначения

Окислительно-восстановительная реакция — реакция, в которой изменяются степени окисления элементов из-за перехода электронов. Одни частицы электроны отдают, другие принимают. Это определение нужно, чтобы отличать ОВР от реакций, где состав меняется без электронного обмена.

Степень окисления — условный заряд атома в соединении, если представить связь полностью ионной. Сравнение степеней окисления до и после реакции показывает, какой элемент отдал или принял электроны. Поэтому степени окисления используют для распознавания ОВР и составления баланса.

Окислитель и восстановитель — участники электронного обмена. Окислитель принимает электроны и восстанавливается, а восстановитель отдаёт электроны и окисляется. Названия связаны с действием на другую частицу: окислитель вызывает окисление восстановителя, а восстановитель помогает окислителю восстановиться.

Электролиз — окислительно-восстановительный процесс на электродах под действием постоянного электрического тока. Ток заставляет ионы направленно двигаться и делает возможными реакции, которые сами по себе не идут. С помощью электролиза получают металлы, водород, хлор и другие вещества.

Как это устроено

Чтобы определить, является ли реакция ОВР, сначала находят степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах. Если хотя бы одна степень окисления увеличилась, произошла отдача электронов; если уменьшилась — их принятие. Наличие таких изменений доказывает электронный обмен, а значит, реакция относится к ОВР. Если степени окисления не изменились, это не ОВР, даже когда вещества обменялись ионами.

Отдачу электронов называют окислением, потому что исторически многие процессы окисления были связаны с присоединением кислорода, а кислород обычно принимает электроны. Принятие электронов называют восстановлением: степень окисления частицы возвращается к меньшему, более «восстановленному» значению. Восстановитель теряет электроны и поэтому сам окисляется, а окислитель получает их и сам восстанавливается. Так роли участников определяют не по названию вещества, а по изменению степеней окисления.

Электронный баланс составляют так: записывают элементы, изменившие степени окисления, и показывают, сколько электронов отдано или принято одним атомом. Затем умножают эти изменения на число атомов и подбирают множители так, чтобы суммарное число отданных электронов совпало с числом принятых. После этого расставляют найденные коэффициенты перед веществами и уравнивают остальные атомы. В конце обязательно проверяют и атомный состав, и электронный баланс.

При электролизе положительно заряженные катионы притягиваются к отрицательному катоду, а отрицательно заряженные анионы — к положительному аноду. На катоде всегда идёт восстановление, потому что частицы принимают электроны от внешней цепи; на аноде всегда идёт окисление, потому что частицы отдают электроны. В расплаве конкурируют только ионы электролита, а в растворе к ним добавляется вода. Поэтому для раствора нужно сравнить, какая частица легче разряжается на каждом электроде.

Окисление, восстановление и процессы при электролизе

Таблицу удобно читать как алгоритм: сначала сравните степени окисления, затем определите направление электронов и роль частицы. Для электролиза отдельно учитывайте электрод и знак, а также различие между расплавом и раствором. Помните, что названия анод и катод связаны с процессом, а знак электрода зависит от типа установки.

Разбор задач

1. Окислитель и восстановитель

Условие: определить окислитель и восстановитель в реакции Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu. Сульфат-ион в реакции не изменяется. Нужно проследить только за цинком и медью.

1. В простом веществе Zn степень окисления равна 0, а в ZnSO₄ она становится +2.
2. Цинк повышает степень окисления: Zn⁰ → Zn²⁺ + 2e⁻. Он отдаёт электроны, поэтому является восстановителем.
3. Медь в CuSO₄ имеет степень окисления +2, а в простом веществе Cu — 0: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰.

Ответ: Zn — восстановитель, Cu²⁺ в составе CuSO₄ — окислитель. Сульфат-ион является ионом-наблюдателем.

2. Электронный баланс

Условие: расставить коэффициенты в Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂. Сначала определяем изменения степеней окисления, а затем связываем их общим числом электронов.

1. В Fe₂O₃ железо имеет +3, после реакции становится Fe⁰: два атома Fe принимают 6e⁻.
2. Углерод в CO имеет +2, а в CO₂ — +4. Один атом C отдаёт 2e⁻, поэтому нужны три атома углерода: 3 · 2e⁻ = 6e⁻.
3. Ставим коэффициенты: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ и проверяем атомы кислорода.

Ответ: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂. Восстановитель — CO, окислитель — Fe₂O₃ по содержащимся в нём ионам Fe³⁺.

3. Электролиз NaCl

Условие: определить продукты электролиза расплава NaCl и водного раствора NaCl. В расплаве есть Na⁺ и Cl⁻, а в растворе дополнительно присутствуют молекулы воды.

1. В расплаве на катоде: Na⁺ + e⁻ → Na, на аноде: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻. Получаются натрий и хлор.
2. В воде Na⁺ не восстанавливается легче воды, поэтому на катоде: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻.
3. На аноде хлорид-ионы отдают электроны: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻. В растворе остаётся NaOH.

Ответ: расплав NaCl даёт Na и Cl₂; водный раствор обычно даёт H₂ и Cl₂, а раствор обогащается NaOH.

Типичные ошибки

Считают окислителем вещество, которое отдаёт электроны. Такая ошибка возникает из-за смешения роли вещества с названием процесса; проверьте себя по правилу: окислитель принимает электроны и сам восстанавливается.

Путают знак электрода и процесс на нём. При электролизе анод положительный и на нём идёт окисление, катод отрицательный и на нём идёт восстановление; сначала определяйте процесс, а потом знак.

Расставляют коэффициенты только по числу атомов. При этом можно получить внешне уравненное, но неверное ОВР; после расстановки коэффициентов пересчитайте отданные и принятые электроны.

Переносят выводы о расплаве на водный раствор. В растворе вода конкурирует с ионами электролита, поэтому определите все возможные частицы у каждого электрода и сравните их способность к разряду.

Связь с другими темами

Для изучения ОВР нужны степени окисления, составление формул, уравнивание реакций и свойства электролитов. Без этих навыков трудно определить участников электронного обмена и продукты электролиза.

Тема помогает понять работу гальванических элементов, химических источников тока и процессы коррозии. Электролиз используют для получения и очистки металлов, водорода, хлора и других веществ.

Катод, анод и движение ионов связывают химические реакции с электрическим током в растворах. Эти понятия составляют основу практической электрохимии.

Что запомнить

• Окисление — отдача электронов и повышение степени окисления.
• Восстановление — принятие электронов и понижение степени окисления.
• Окислитель принимает электроны и сам восстанавливается.
• Восстановитель отдаёт электроны и сам окисляется.
• В любой ОВР число отданных электронов равно числу принятых.
• На катоде всегда происходит восстановление, на аноде — окисление.
• При электролизе катионы движутся к катоду, анионы — к аноду.