Окислительно-восстановительные реакции (ЕГЭ-ОГЭ)

Ранние учёные полагали, что окисление связано с потерей флогистона (особого невидимого горючего вещества, термин, введённый Иоганном Бехером), а восстановление — с его возвращением. После того как в 1777 году А. Лавуазье представил кислородную теорию горения, к началу XIX века химики начали понимать окисление как взаимодействие с кислородом, а восстановление — как процессы под действием водорода. Вместе с тем в роли окислителей могут выступать и другие элементы, например

${\displaystyle {\mathsf {Fe+2HCl\rightarrow FeCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}$

В этой реакции окислителем является ион водородаef> — H⁺, а железо выступает в роли восстановителя.

Согласно электронно-ионной теории окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окислением называется процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, подвергающегося окислению, а восстановлением — процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, восстанавливающегося. Например, в реакции

${\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{\mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}}$

атом цинка теряет два электрона (окисляется), а молекула хлора принимает их (восстанавливается).

В ОВР восстановитель отдаёт электроны (окисляется), а окислитель их принимает (восстанавливается). Любая такая реакция представляет собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления, протекающих одновременно и неразрывно.

Окисление — это процесс отдачи электронов с одновременным увеличением степени окисления.

При окислении у вещества за счёт отдачи электронов возрастает степень окисления. Атомы вещества, отдающего электроны, выступают как доноры, а атомы окислителя — как акцепторы электронов.

Иногда при окислении исходная молекула становится нестабильной и распадается на более мелкие, более устойчивые фрагменты (см. Свободные радикалы). В результате некоторые атомы в новых молекулах приобретают большую степень окисления, чем в исходном соединении.

Отдавая электроны, восстановитель превращается в сопряжённый окислитель (процесс носит название окисления):

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Незакреплённый свободный электрон является самым сильным восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов к атому вещества, при котором его степень окисления уменьшается.

В ходе восстановления атомы или ионы принимают электроны, что приводит к снижению степеней окисления элемента. Примеры включают восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода и других восстановителей; превращение органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизацию жиров и др.

При присоединении электронов окислитель превращается в сопряжённый восстановитель (это и называется восстановлением):

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Окислитель и его восстановленная форма либо восстановитель и его окисленная форма образуют сопряжённую окислительно-восстановительную пару, полуреакции которой являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой ОВР участвуют две таких сопряжённые пары, между которыми идёт соревнование за электроны: одна пара отдаёт электроны (окисляется), другая их принимает (восстанавливается).

Межмолекулярные — реакции, в которых атомы, подвергающиеся окислению и восстановлению, находятся в разных молекулах, например:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}$

Внутримолекулярные — реакции, где окисляемые и восстанавливаемые атомы входят в состав одной молекулы, например:

${\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}}$

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент одновременно окисляется и восстанавливается, например:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\rightarrow HCl+HClO}}}$

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух разных степеней окисления одного элемента формируется одна, например:

${\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}}$

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию между водородом и фтором:

${\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}$

Она разбивается на две полуреакции:

1) Окисление:

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}$

2) Восстановление:

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}}$

Процесс отдачи электронов называют окислением. При этом степень окисления повышается.

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}}$

Процесс присоединения электронов называют восстановлением. В этом случае степень окисления уменьшается:

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{0}}}}$

Атомы или ионы, принимающие электроны, являются окислителями, а те, что их отдают, — восстановителями.

Для определения соотношения реагентов обычно уравнивают ОВР. Это сводится к подбору стехиометрических коэффициентов, то есть числа молей каждого соединения. Стехиометрические коэффициенты должны быть целыми (от 1 и выше), тогда как дробные коэффициенты допускаются лишь в отдельных термохимических уравнениях курса физической химии. Различают два способа уравнивания ОВР: метод полуреакций и электронного баланса. Метод электронного баланса проще и применяется в газовой фазе (например, в реакциях горения или термического разложения), метод полуреакций, более трудоёмкий, — в жидкой среде. Он учитывает реальные частицы в растворе, образующиеся при растворении и/или диссоциации реагентов. Оба способа входят в базовый курс общей и неорганической химии, изучаемый студентами разных учебных заведений.

Коррозия металлов — разрушение металлов при их химическом или электрохимическом взаимодействии с коррозионной средой>. Для процесса применяют термин «коррозионный процесс», а для его результатов — «коррозионное разрушение».

Под коррозией понимают электрохимическое или химическое разрушение металлической поверхности. Чаще всего металл окисляется с образованием ионов, которые далее дают разнообразные продукты коррозии. Процесс может протекать химически или электрохимически, поэтому различают химическую и электрохимическую коррозию металлов.

Выделяют четыре основные формы коррозии: электрохимическую коррозию, водородную, кислородную коррозию и химическую.

Коррозия ежегодно влечёт за собой убытки, исчисляемые миллиардами, поэтому её предотвращение является актуальной задачей. Главным ущербом считается не столько потеря металла, сколько высокая стоимость замены и восстановления изделий, повреждённых коррозией. В развитых странах прямые потери (стоимость разрушившейся конструкции, замена оборудования, мероприятия по защите) лишь часть ущерба, значительнее косвенные затраты: простои при ремонте, утечки продукта, нарушение технологических процессов.

Оптимальная защита от коррозии примерно на 80 % обеспечивается качественной подготовкой поверхности, и лишь на 20 % — свойствами и способом нанесения лакокрасочных покрытий. Одним из наиболее эффективных методов подготовки перед дальнейшей защитой субстрата является пескоструйная обработка.

Чаще всего методы защиты классифицируют по трём направлениям:

1. Конструкционный
2. Активный
3. Пассивный

В качестве конструкционных мер применяют нержавеющие стали, кортеновские стали и цветные металлы.

Добавление в сталь небольших количеств хрома приводит к образованию на поверхности оксидной плёнки. В нержавеющих сталях содержание хрома превышает 12 %.

При проектировании конструкций стремятся изолировать металл от агрессивной среды с помощью клеев, герметиков и резиновых прокладок.

Активные методы защиты направлены на изменение свойств двойного электрического слоя. Применяют постоянное электрическое поле от источника тока; напряжение подбирают так, чтобы повысить электродный потенциал металла. Другой способ — жертвенный анод — применение более активного материала, который разрушается первым, оберегая основное изделие.

Краски, полимерные покрытия и эмали должны прежде всего препятствовать проникновению кислорода и влаги. Часто применяют металлизацию — покрытие стали цинком, оловом, хромом, никелем. Цинковое покрытие защищает сталь даже при частичном разрушении, так как цинк корродирует первым благодаря более отрицательному потенциалу; ионы Zn²⁺ токсичны. Для выпуска консервных банок используют жесть, покрытую слоем олова. В отличие от оцинкованной жести, при нарушении олова железо начинает корродировать интенсивнее, поскольку олово имеет более положительный потенциал. Ещё один метод — защитный электрод с более отрицательным потенциалом (цинк или магний): создаётся коррозионный элемент, где защищаемый металл выступает в роли катода, и этот вид защиты называют катодной; расходуемый электрод называют анодом протекторной защиты. Этот способ используют для защиты морских судов, мостов, котельных установок и подземных трубопроводов. Для защиты корпуса судна на внешнюю сторону крепят цинковые пластины.

Хотя потенциал цинка и магния по сравнению с железом более отрицательный, они корродируют медленнее из-за образования на поверхности защитного оксидного слоя, который препятствует дальнейшей коррозии. Образование такой плёнки называется пассивацией металла. У алюминия её усиливают анодным окислением (анодирование).