Окисление и восстановление
Окислительно-восстановительные реакции перераспределяют электроны. Окисление — потеря электронов или повышение степени окисления, восстановление — принятие электронов или понижение степени окисления. Эти процессы всегда сопряжены, поскольку электроны сохраняются. Степени окисления позволяют обнаруживать окислительно-восстановительный процесс даже в реакциях горения, коррозии и органических превращениях, где свободные электроны не записаны в итоговом уравнении.
Наглядная модель
Интерактивная модель
Окислитель и восстановитель
Восстановитель отдаёт электроны и сам окисляется; окислитель принимает электроны и сам восстанавливается. В Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu цинк — восстановитель, а Cu²⁺ — окислитель. Название описывает действие на партнёра, а не изменение самого реагента, поэтому надёжнее сначала определить, кто отдаёт и кто принимает электроны.
Степени окисления показывают скрытый перенос электронов
В CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O углерод меняется от −4 до +4 и окисляется, кислород — от 0 до −2 и восстанавливается. Степени окисления — формальная схема учёта, а не всегда реальные локальные заряды, однако они надёжно отслеживают направление перераспределения электронной плотности в ковалентной химии.
Метод полуреакций в кислой среде
Для MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ получаем Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ и MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O. Первую полуреакцию умножают на 5, складывают уравнения и сокращают электроны. Финальная проверка механична: число атомов каждого элемента и суммарный заряд должны совпадать слева и справа.
Щелочная среда и диспропорционирование
В щелочной среде удобно сначала балансировать как в кислой, затем добавить OH⁻ к обеим сторонам для нейтрализации H⁺ и сократить лишнюю воду. При диспропорционировании один и тот же элемент в исходной степени окисления одновременно повышает и понижает её. В 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ кислород из −1 переходит в −2 и 0. Обратный тип процесса называется компропорционированием.
Связь с электрохимией
В электрохимическом элементе окисление и восстановление пространственно разделены, поэтому электроны вынуждены двигаться по внешней цепи. Тот же закон сохранения электронов и заряда, который используется при балансировке полуреакций, определяет электрический ток, процессы на электродах и потенциал ячейки. Электрохимия — не отдельная от окислительно-восстановительной химии тема, а управляемое использование того же электронного переноса.
Задачи
Zn/Cu²⁺
Кто окисляется и кто восстанавливается в Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu?
Решение: Zn отдаёт 2e⁻ и окисляется; Cu²⁺ принимает 2e⁻ и восстанавливается.
Изменение степени
Углерод меняется от −4 в CH₄ до +4 в CO₂. Скольким электронам соответствует изменение на один C?
Решение: Повышение на 8 единиц соответствует формальной потере 8e⁻ на атом C.
Перманганат
Сколько электронов требуется для восстановления MnO₄⁻ до Mn²⁺ в кислой среде?
Решение: 5e⁻: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O.