Горение любого топлива — типичный пример окислительно-восстановительного процесса

ОКИСЛЕНИЕ ИЛИ ВОССТАНОВЛЕНИЕ?

Первую химическую реакцию чело­век провёл тогда, когда научился до­бывать огонь. С той поры и до насто­ящего времени реакции горения играют первостепенную роль в на­шей жизни. Они приносят в дома теп­ло, двигают автомобили, самолёты и ракеты, помогают извлекать ценные вещества из природного сырья.

Флогистонная теория Шталя впер­вые выделила процессы горения и прокаливания металлов в отдельную группу реакций (см. статью «Химия в XVIII веке»). Кислородная теория го­рения, предложенная Лавуазье, обоб­щила экспериментальный материал, накопленный в «эпоху флогистона». А кроме того, Лавуазье выдвинул ки­слородную теорию кислот: он пола­гал, что своими свойствами кислоты обязаны присутствию в них кисло­рода (отсюда и название элемента oxygenium — «рождающий кислоты»). Поэтому реакции горения веществ на воздухе стали называть окислением, а

процессы, обратные окислению, т. е. связанные с уменьшением количест­ва кислорода в веществе, — раскисле­нием или восстановлением. Посколь­ку в ходе окислительных реакций вещество нередко разрушается (как, например, при ржавлении), термин «восстановление» указывает на про­цесс, противоположный окислению.

В дальнейшем представления о сущности процесса окисления значи­тельно расширились. Как показали эксперименты, многие вещества (во­дород, металлы) горят не только в ки­слороде, но и в хлоре, броме. А значит, окисление — это не только присоеди­нение кислорода. В 1914 г. русский учёный Лев Владимирович Писаржевский (1874—1938) предложил электронно-ионную теорию окисли­тельно-восстановительных реакций.

В наши дни химикам известны ты­сячи самых разных окислительно-восстановительных реакций, в том числе и протекающих в живых орга-

КАКИЕ БЫВАЮТ ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ

Самый распространённый на Земле окислитель — кис­лород. Намного более сильным окислителем является озон О₃ — аллотропная модификация кислорода. Он способен окислять многие вещества, которые с кисло­родом при обычных условиях не реагируют, например оксид азота(1\/): 2NO₂+О₃= N₂O₅+O₂ и серебро: 2Ag+2О₃=Ag₂O₂+2О₂.

Наиболее сильный окислитель из числа простых ве­ществ — фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO₄. Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и характера среды. Кроме него применяют также дихромат калия К₂Сг₂О₇, азотную кислоту HNO₃, пероксид водорода Н₂О₂, хлор С1₂, гипохлорит натрия NaClO. Очень сильные окислители — фториды благородных газов. Самый сильный из известных окислителей — фторид кисло­рода OF₂.

Из восстановителей наиболее распространённый в природе — углерод. Его широко используют в промыш­ленности для получения металлов из оксидов: Fe₂O₃+3С=2Fe+3СО; ZnO+С=Zn+CO.

Другой широко распространённый восстанови­тель — водород. Как и углерод, при нагревании он лег-

ко отнимает атомы кислорода у многих оксидов, пре­вращаясь при этом в воду: СuО+Н₂=Сu+Н₂О; WO₃+ЗН₂=W+ЗН₂О.

Очень сильными восстановителями являются щелоч­ные и щёлочно-земельные металлы, алюминий. Они восстанавливают даже воду, вытесняя из неё водород: 2Na+2Н₂О=2NaOH+Н₂.

На практике восстановительными свойствами ме­таллов пользуются для получения некоторых активных металлов из их оксидов и хлоридов. Так получают ба­рий: ЗВаО+2Al=ЗВа+Аl₂О₃, стронций: 3SrO+2Al=3Sr + Al₂O₃, титан: TiCl₄+2Mg=Ti+2MgCl₂.

В лабораторных условиях восстановителями служат соединения, содержащие элементы в низких степенях окисления: сероводород H₂S (S^-2), иодоводородная кис­лота HI (I^-), хлорид олова(II) SnCl₂ (Sn⁺²). В органическом синтезе для восстановления обычно используют комп­лексные гидриды металлов: алюмогидрид лития LiAlH₄ и борогидрид натрия NaBH₄; они содержат водород в степени окисления -1.

Самый слабый восстанови­тель— фторид-ион F^-. Окислить его до свободного фтора мож­но только с помощью электроли­за или экзотических окислите­лей. Это объясняется с помощью теории сопряжённых окислите­лей и восстановителей.

При горении магниевой ленты на воздухе электроны от атомов магния переходят к атомам кислорода: 2Mg+О₂=2MgO.

низмах. Можно с уверенностью гово­рить: химия жизни — это процессы окисления-восстановления.

ЧТО ЖЕ ТАМ ПРОИСХОДИТ?

В ходе химических превращений од­ни химические связи разрываются, а другие образуются, при этом во мно­гих случаях изменяется вид элек­тронного облака (т. е. распределение электронной плотности вокруг ядер атомов) в молекулах. Оно частично или полностью смещается от одних атомов к другим; атомы соответствен­но приобретают положительный или отрицательный заряд. Перераспре­деление электронной плотности и есть главный признак окислитель­но-восстановительного процесса.

Например, если молекула присое­диняет атом кислорода, то между ним и одним из атомов в составе мо­лекулы образуется химическая связь.

Электронная плотность такой связи смещена в сторону кислорода, кото­рый после фтора является самым элек­троотрицательным элементом. Это означает, что атом, связанный с кис­лородом, отдаёт ему часть своих элек­тронов и тем самым приобретает ча­стичный положительный заряд. Так, атом хлора в НС1 несёт частичный от­рицательный заряд, а в НСlO₄ — поло­жительный, поскольку в первой моле­куле электронная плотность смещена к атому хлора, а во второй — от него, к атомам кислорода.

В электронной теории окислитель­но-восстановительных реакций ис­пользуют не реальные, а условные за­ряды атомов. Их рассчитывают, исходя из предположения, что все химиче­ские связи в молекуле имеют ионный характер и электронная плотность каждой связи полностью смещена к более электроотрицательному ато­му. Такие заряды называют степеня­ми окисления. Степень окисления

Горение красного фосфора в кислороде протекает очень интенсивно. За несколько секунд белый дым заполняет всю колбу. После окончания реакции на дне и стенках сосуда оседают мельчайшие кристаллики оксида фосфора(\/).