Электрический ток — это направленное движение носителя заряда, например,
электрода.
Если так, то определённый тип атомов теряет эти электроны, а другой находит.
Для того чтобы хоть как-то отслеживать этот процесс, вводят так называемую
степень окисления, это формальный заряд на данном типе атомов.
Это очень грубое приближение, в реальности заряды не являются целочисленными.
Тем не менее, для большинства даже промышленных процессов этого приближения
будет более чем достаточно.
[МУЗЫКА] Для того чтобы найти
степень окисления в сложных веществах, нам понадобится всего лишь две вещи.
Это хотя бы примерное понимание ряда электроотрицательности
и нам нужно будет ещё помнить электронную структуру данных элементов.
Например, перманганат калия.
Кислород находится в правой части ряда электроотрицательности и
он почти наверняка получит два своих необходимых электрона
для закрытия полной электронной оболочки.
В то же время калий практически наверняка лишится единственного электрона для
также получения полной электронной оболочки.
У марганца возможно несколько вариантов.
Тем не менее, мы знаем, что сам перманганат калия электронейтрален.
И следовательно, мы можем использовать простое алгебраическое выражение для того
чтобы найти, что на марганце заряд будет +7.
Ещё раз повторюсь, это формальный заряд.
Таким образом,
окислительно-восстановительные реакции связаны с изменением степени окисления.
В каждой реакции получается, кто-то отдаёт, а кто-то находит.
И мы можем выделить всегда пару окислителя, и пару восстановителя.
Окислитель будет принимать электроны.
Его заряд, как правило, изначально высок.
И он будет снижаться в результате приёма электронов.
У восстановителя всё наоборот.
Важно запомнить и не путаться.
Окислитель будет восстанавливать, восстановитель будет окислять.
Также выделяют отдельный тип окислительно-восстановительных реакций.
Это дис- и конпропорционирование, которые связаны с тем, что у нас все пары
окислителей и восстановителей представляют собой атомы одного и того же элемента.
Наибольшие проблемы у начинающих химиков возникают при
расстановке стехиометрических коэффициентов в таких реакциях.
Давайте уделим этому небольшое внимание.
В расстановке стехиометрических коэффициентов
окислительно-восстановительных процессов нет абсолютно ничего сложного.
Достаточно следовать трём простым шагам и не запутаться в арифметике.
Сначала мы будем балансировать полуреакции порознь, потом мы сбалансируем полуреакции
между собой и сложим, и в конце концов, мы просто насыпем недостающих ионов.
Давайте рассмотрим следующий пример.
У нас перманганат калия может
окислять нитрит калия в присутствии серной кислоты.
Это будет приводить к
образованию сульфата калия,
сульфата марганца,
нитрата калия,
ну и в конце концов, воды.
Давайте действовать просто шаг за шагом.
Итак, первый шаг: мы балансируем полуреакции.
У нас есть первая полуреакция, а именно, перманганат-ион в
присутствии протонов
может добавлять к себе пять электронов,
образуя тем самым Mn2+ и давая нам водичку.
Вторая полуреакция будет следующей.
Нитрит-ион будет взаимодействовать с водой,
лишатся, получается, двух электронов,
и давать нам нитрат-ион и H+.
Итак, первый шаг: мы должны уравновесить каждую полуреакцию отдельно.
Во-первых, у нас один марганец слева, один марганец справа.
Четыре кислорода слева, следовательно, четыре воды справа.
И теперь мы балансируем протоны.
На всякий случай проверяем заряды.
Здесь два плюс, и здесь также будет два плюс.
Переходим ко второму процессу.
У нас азотов по единице, кислородов у нас три слева,
три справа, соответственно, нам нужно добавить здесь два H+.
Теперь мы переходим ко второму этапу,
а именно, к балансировке реакций между собой.
У нас количество электронов должно совпасть.
Поэтому не сложно заметить,
что если мы умножим первую реакцию на два, а вторую реакцию — на пять,
то мы получим по десять электронов, и тем самым замкнём систему.
Теперь мы складываем два этих процесса.
Получаем два MnO4−
плюс 16 H+.
Теперь пишем вторую реакцию,
её левую часть: плюс пять нитритов
плюс пять частей воды будет
давать два Mn2+
плюс восемь воды.
Ну и в конце концов,
ещё пять нитрат-ионов и ещё десять H+.
[БЕЗ_ЗВУКА] Теперь нам осталось
лишь сократить лишние величины и расставить последние коэффициенты.
Десять H+ и 16 H+ взаимно уничтожаются.
Также мы можем избавиться от лишней воды и получить финальные коэффициенты.
Смотрите, два перманганата будут взаимодействовать с пятью нитратами,
позволяя нам получить два
MnSO4, пять KNO3.
Также у нас останется три воды.
И теперь осталось только
сбалансировать сульфат,
который всего один, и здесь серную кислоту,
добавив лишь коэффициент тройка.
Давайте проверим, у нас марганца два.
Серы у нас три с каждой стороны, азота пять.
Тем самым система замкнулась.
Ещё раз, мы действовали по очень простому алгоритму.
Главное, просто аккуратно прописывать уравнения и не потерять нигде чиселки.
В химических реакциях очень важно понимать, собственно, кто восстановитель,
кто окислитель.
Тем не менее, существует ряд типичных совершенно очень сильных
окислителей и ряд очень сильных восстановителей.
У типичного окислителя будет какой-либо из
элементов в неожиданно для него высокой степени окисления.
Например, перманганат калия, Mn+ семь, это очень много,
он будет стремится набрать электронов.
Или дихромат калия.
Или соединения хлор два фтор два.
Хлор и фтор привыкли быть со степенью окисления минус один.
Стандартной пробой на окислители может быть, например, введение йодида калия,
который очень легко может быть восстановлен до чистого йода,
что будет приводить к изменению окраски раствора.
При рассмотрении восстановителей всё абсолютно наоборот.
Характерные восстановители − это, например, металлы, это чистый углерод
в виде графита, это могут быть ионы близкой для них степени окисления.
Ну а пробой на восстановители могут быть окрашивающиеся окислители,
такие как перманганат калия или бихромат калия.
Теперь давайте снова вернёмся к электрохимии,
но это будет уже в следующей лекции.