Учебник для 11 класса

Естествознание

§ 18. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз

1. Назовите действия электрического тока.
2. Какая физическая величина является характеристикой электрического тока?

Определение окислительно-восстановительных реакций. Степень окисления. Вам уже известна классификация химических реакций по числу и составу реагентов и продуктов, по тепловому эффекту, направлению, участию катализатора. Не менее значима ещё одна классификация, основанная на изменении или сохранении степеней окисления атомов химических элементов, образующих реагенты и продукты реакции. По этому признаку, как вам известно из курса основной школы, различают реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, образующих вещества, участвующие в реакции (или окислительно-восстановительные), и реакции, протекающие без изменения степеней окисления.

Вспомним, что понимается под степенью окисления.

Для того чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться несложными правилами:

• степень окисления кислорода почти всегда равна -2;
• степень окисления водорода почти всегда равна +1;
• степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы;
• степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0;
• суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.

Восстановители и окислители. К окислительно-вос ста но ви тельным относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.

Почему эти реакции так называются? Рассмотрим примеры таких реакций.

В качестве первой реакции возьмём красивую и важную практически реакцию алюминотермии:

F₂2O₃ + 2Al — 2Fe + Al₂O₃.

Обозначим степени окисления всех элементов в формулах веществ — реагентов и продуктов этой реакции:

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 три электрона:

Условный ион железа в степени окисления +3 превратился в нейтральный атом, т. е. получил при этом три электрона:

Эти процессы можно представить в виде схемы:

Окислительно-восстановительные процессы сопровождают человека на протяжении всей жизни. Достаточно сказать, что многие биохимические реакции, протекающие в нашем организме, происходят с изменением степенеИ окисления атомов. Сгорание любого вида топлива в двигателе автомобиля, бойлерной, тепловоИ электростанции — это тоже окислительно-восстановительные процессы, на схеме это выглядит так:

Наиболее сильными восстановителями являются металлы, водород, оксид углерода (II), углерод, сероводород, аммиак и др.

Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород, озон, галогены, азотная и серная кислоты, перманганат калия и др.

Электролиз. Под действием электрического тока восстанавливаются даже щелочные и щёлочноземельные металлы и окисляются анионы галогенов и кислорода из их соединений до простых веществ.

Знакомство с электролизом мы и начнём с электролиза расплавов электролитов.

Напомним. Обратите внимание: наши представления об электролитах по сравнению с курсом основной школы расширились. К электролитам относятся не только те вещества, растворы которых проводят электрическиИ ток, но и вещества, способные к этому в расплавах.

Электролиз расплавов электролитов. Если твёрдыИ электролит расплавить, то он при переходе в жидкое состояние распадается на ионы. При прохождении электрического тока через расплав эти ионы будут двигаться к противоположно заряженным электродам и разряжаться на них.

Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия. В расплаве эта соль диссоциирует на ионы:

Под действием электрического поля катионы натрия (положительные ионы) направляются к катоду (отрицательному полюсу источника тока) и получают недостающие электроны от катода, т. е. восстанавливаются:

Под действием электрического поля хлорид-анионы (отрицательные ионы) направляются к аноду (положительному полюсу источника тока) и отдают ему свои лишние электроны, т. е. окисляются:

Итоговое уравнение электролиза расплава хлорида натрия выглядит так:

Схематично этот процесс представлен на рисунке 74.

Рис. 74. Схема установки для электролиза расплава хлорида натрия

Именно так в промышленности получают щелочные и щёлочноземельные металлы, а также галогены. Впервые электролиз для получения активных металлов использовал английский химик и физик Г. Дэви (1778— 1829).

ФранцузскиИ химик Ф. Ф. А. Муассан (1852—1907) электролизом жидкого фторово-дорода впервые получил фтор, который до него безуспешно пытались получить многие химики из разных стран мира. Эти попытки нередко заканчивались трагически. В 1906 г. Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие и получение фтора.

He только из солей, но также и из расплавов других соединений, например оксидов, могут быть получены активные металлы. Так, некоторые щелочные и щёлочноземельные металлы были получены электролизом расплава их соединениИ уже упоминавшимся нами Г. Дэви. А для производства алюминия путём электролиза (рис. 75) используют обезвоженные бокситы.

Рис. 75. Схема установ ки для получения алюминия

Оксид алюминия имеет атомную кристаллическую решётку и является чрезвычаИно тугоплавким веществом, поэтому его получение изначально было очень дорогим. На ПарижскоИ выставке в 1855 г. алюминий демонстрировался как самыИ редкий металл. Он был тогда чуть ли не в 10 раз дороже золота. В 1883 г. его выработка во всём мире не достигала и 3 т. Между тем химикам уже тогда было известно, что алюминий — третий по распространённости в земной коре элемент и самый распространённый в ней металл: на его долю приходится более 8% массы земной коры. В 1886 г. американский студент-химик Ч. Холл (1863—1914) открыл, что обезвоженные бокситы (или глинозём, оксид алюминия; рис. 76) можно растворить при +950 °С в расплавленном криолите, а затем с помощью электролиза выделить из него алюминий. Удивительно, но в том же году французскиИ металлург П. Эру (1863— 1914) разработал тот же метод получения алюминия. Метод Холла—Эру сделал возможным промышленное получение этого металла.

Рис. 76. Боксит

Электролиз растворов. Второй тип промышленного электролиза — это электролиз растворов. Отличие его от электролиза расплавов электролитов состоит в том, что в системе появляется ещё одно вещество — вода. В большинстве случаев она далеко не безразлична к протеканию электрического тока, т. е. наряду с ионами способна окисляться или восстанавливаться на электродах. Не вдаваясь в подробности протекающих на электродах окислительно-восстановительных реакций, запишем суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

Следовательно, продуктами электролиза раствора хлорида натрия являются водород, хлор и гидроксид натрия (рис. 77).

Рис. 77. Схема электролиза раствора хлорида натрия

В промышленности электролиз широко применяется для:

• получения щелочных, щёлочноземельных металлов и алюминия, галогенов, водорода и кислорода;
• нанесения металлических покрытий на поверхность изделий (никелирование, хромирование (рис. 78), цинкование; общее название таких процессов — гальваностегия);

  

  Рис. 78. Хромированный мотоцикл — пример техники гальваностегии

• изготовления рельефных металлических копий (рис. 79) (гальванопластика);

  

  Рис. 79. Икона, выполненная в технике гальванопластики

• очистки цветных металлов от примесей (рафинирование).

В следующем параграфе будет рассказано о химических источниках тока, о принципе действия гальванических элементов, о батарейках и аккумуляторах.

Теперь вы знаете

• как рассчитывают степени окисления элементов по формулам их соединений
• как протекает электролиз расплавов электролитов
• как протекает электролиз растворов

Теперь вы можете

• объяснить, какие реакции называются окислительно-восстановительными, и рассчитать степень окисления элементов
• написать итоговые уравнения для электролиза расплава хлорида натрия и электролиза раствора хлорида натрия
• перечислить области применения электролиза в промышленности

Выполните задания

1. Дайте характеристику реакции оксида железа (III) с алюминием по всем возможным признакам классификации реакций.
2. Объясните, почему в азотной кислоте натрий проявляет только восстановительные свойства, а азот — только окислительные.
3. Назовите продукты электролиза расплава хлорида калия, расплава оксида алюминия, раствора бромида натрия.
4. Охарактеризуйте интегрирующую роль алюминиевого производства в мировом экономическом процессе.
5. Назовите предметы домашнего обихода и оборудования квартиры, при изготовлении которых были использованы гальванопластика и гальваностегия.
6. Приведите примеры рафинирования металлов.

Темы для рефератов

1. Жизнь и научная деятельность Г. Дэви.
2. Вклад в науку нобелевского лауреата Ф. Ф. А. Муассана.
3. Алюминиевая промышленность в России.
4. Получение и применение галогенов.