Окисление—восстановление как электронный процесс

Окислительно-восстановительные электроды (редокс-электроды). Хингидронный электрод. Поскольку все потенциалопределяющие процессы протекают с участием электронов, каждый электрод может быть назван окислительно-восстановительным. Однако окислительно-восстановительными условились называть такие электроды, металл которых не принимает участия в окислительно-восстановительной реакции, а является только переносчиком электронов, процесс же окисления — восстановления протекает между ионами, находящимися в растворе. Схему электрода и уравнение потенциал-определяющего процесса записывают в виде [c.179]

Последовательности ферментативных окислительно-восстановительных реакций лежат в основе клеточного метаболизма энергии. Энергия, освобождаемая при окислении восстановленных органических или неорганических соединений, запасается с различной эффективностью в виде таких удобных форм, как АТР, мембранные потенциалы или восстановленные коферменты. Механизм действия ферментов, катализирующих процессы электронного переноса, активно изучается, что связано с их вал<ной физиологической ролью. [c.399]

Железо функционирует как основной переносчик электронов в биологических реакциях окисления — восстановления [231]. Ионы железа, и Fe +, и Fe +, присутствуют в человеческом организме и, действуя как переносчики электронов, постоянно переходят из одного состояния окисления в другое. Это можно проиллюстрировать на примере цитохромов . Ионы железа также служат для транспорта и хранения молекулярного кислорода — функция, необходимая для жизнедеятельности всех позвоночных животных. В этой системе работает только Ре(П) [Fe(111)-гемоглобин не участвует в переносе кислорода]. Чтобы удовлетворить потребности метаболических процессов в кислороде, большинство животных имеет жидкость, циркулирующую по телу эта жидкость и переносит кислород, поглощая его из внешнего источника, в митохондрии тканей. Здесь он необходим для дыхательной цепи, чтобы обеспечивать окислительное фосфорилирование и производство АТР. Одиако растворимость кислорода в воде слишком низка для поддержания дыхания у живых существ. Поэтому в состав крови обычно входят белки, которые обратимо связывают кислород. Эти белковые молекулы способствуют проникновению кислорода в мышцы (ткани), а также могут служить хранилищем кислорода. [c.359]

В реакциях окисления-восстановления скорость процесса определяется природой взаимодействующих частиц и прежде всего механизмом переноса электрона. Быстро проходят те реакции, в которых окисленная и восстановленная формы отличаются только числом электронов. Прн этом если в каждой из окислительно-восстановительных пар переносится одинаковое число электронов, то реакцию называют комплементарной [c.91]

Следует отметить, что рассмотрение окисления — восстановления как процесса отдачи (или тем более потери) и принятия электронов атомами или ионами (ионная связь) не представляется достаточно корректным, так как в большинстве случаев происходит не потеря или перенос электронов, а только смещение электронного облака связи от одного атома или иона к другому (ковалентная связь). Поэтому правильнее говорить об изменении электронной плотности у восстановителя (обеднение электронами) и окислителя (обогащение электронами). [c.63]

Следует помнить, что процесс окисления-восстановления как процесс отдачи и принятия электронов одними атомами или ионами другим (ионная связь) не всегда отражает истинное положение, так как часто происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака связи от одного иона к другому [(ковалентная связь). [c.190]

Реакции окисления — восстановления как процессы, сопровождающиеся переходом электронов [c.196]

Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому. [c.135]

Поглощение твердым веществом фотонов, сопровождающееся переходом валентных электронов в зону проводимости, является, в сущности, обратимым процессом внутримолекулярного окисления — восстановления. Например, при поглощении кванта света цинк-сульфидным кристаллофосфором, активированным окисью цинка, проходят мгновенные реакции окисления ионов серы и кислорода [c.127]

Атом цинка восстанавливает ионы водорода до свободного водорода, окисляясь при этом в двухвалентный положительный ион цинка ионы водорода окисляют цинк до двухвалентного иона, восстанавливаясь в молекулы газообразного водорода. Таким образом, восстановление и окисление представляют собой единый процесс. Трактовка реакций окисления-восстановления как процессов, связанных с переходом электронов, разработана академиком Л. В. Писаржевским. [c.294]

Процессами окисления — восстановления называются реакции, сопровождающиеся переносом одного или нескольких электронов от одного из реагентов (восстановителя) к другому (окислителю). [c.102]

Значение Е =1,36 в относится к 1 М концентрациям всех компонентов, в том числе и водородных ионов. Однако, как видно из электронно-ионного уравнения реакции, водородные ионы принимают участие в процессе окисления-восстановления и поэтому изменение их концентрации сильно влияет на потенциал. Действительно, тот же валентный переход для хрома (от шестивалентного до трехвалентного) в щелочной среде характеризуется значительно меньшим значением окислительного потенциала, а именно Е"= —0,12 б. [c.352]

В решетке элементного бора связи между атомами неполярные, ковалентные, что обусловливает такие его свойства, как большая твердость и химическая устойчивость к процессам окисления — восстановления, растворения и образования комплексов. В образовании сильных ковалентных связей участвуют делокализованные электроны, о чем свидетельствуют цвет и наличие небольшой электропроводности. [c.571]

В раствор электролита погружают два электрода, к которым прикладывают постоянное напряжение. На обоих электродах при этом могут протекать химические реакции процессы восстановления (присоединение электронов) на отрицательно заряженном катоде и процессы окисления (отдача электронов) ва положительно заряженном аноде. При этом число электронов, принимаемых на аноде, должно быть равно числу электронов, отдаваемых на катоде. В соответствии с законами Фарадея количество выделившегося при этом из раствора вещества пропорционально количеству тока, проходящего через цепь. [c.256]

Ионы олова (II), отдавая электроны металлу, сообщают электроду положительный заряд. В то же время ионы железа (III) стремятся присоединить электроны, принадлежащие металлу, сообщая электроду положительный заряд. В данном случае инертный металл (платина) играет роль передатчика электронов и не претерпевает в процессе реакции никаких химических превращений. В этом и заключается отличие окислительно-восстановительных элементов от других гальванических элементов, в которых хотя и происходят реакции окисления — восстановления, электроды в процессе реакций химически изменяются (например, растворение цинка в медно-цинковом элементе Якоби — Даниеля). [c.254]

Гальванический элемент можно рассматривать как состоящий из двух полуэлементов, один из которых соответствует процессу окисления, а другой - процессу восстановления. При окислении металлического цинка на аноде возникают свободные электроны. Они перетекают по внешней цепи к катоду, где происходит их поглощение в процессе восстановления Си (водн.). Соглашение о выборе знаков для электродов гальванического элемента основано на рассмотрении внешней цепи. Электроны самопроизвольно [c.205]

Таким образом, наблюдаемое в химической реакции изменение валентности некоторых элементов происходит вследствие того, что их атомы или ионы в ходе процесса теряют или приобретают определенное число электронов. Именно это и является отличительной чертой окислительно-восстановительной реакции. Если в ходе реакции атомы или ионы химического элемента приобретают электроны, то его валентность уменьшается если же происходит потеря электронов, то валентность соответственно увеличивается. Понижение валентности элемента называется его восстановлением, а возрастание валентности окислением. Восстановление химического элемента обусловлено приобретением электронов в процессе реакции, в то время как его окисление вызывается отдачей электронов. [c.52]

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) важно уверенно находить окислитель и восстановитель. Для облегчения этой задачи в табл. 2 приведены некоторые типичные окислители и восстановители, часто встречающиеся в химических уравнениях, а также соответствующие процессы восстановления и окисления (запись этих процессов иногда называют электронными уравнениями). [c.92]

В заключение следует отметить, что рассмотренный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, основанный на изменении степени окисления, применим для любых систем. Он может быть использован для окислительно-восстанови-тельных процессов, протекающих как в растворах и расплавах, так и в твердых системах гомогенного и гетерогенного характера, например при сплавлении, обжиге, горении и т. д. Вместе с тем вследствие формального характера самого понятия степень окисления используемые при этом схемы также являются формальными и применительно к растворам не отражают реально протекающих в них процессов. Более правильное представление о процессах окисления — восстановления в растворах дает метод электронно-ионных уравнений, который, как видно из самого названия, рассматривает изменения реально существующих в растворах молекул и ионов. [c.118]

ГОРЕНИЕ — сложный химический процесс окисления, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и свечением раскаленных частиц — продуктов реакции. К реакциям горения относят все химические процессы, связанные с быстрым превращением, например, разложение взрывчатых веществ, озона, ацетилена, реакции с хлором, фтором и др. Реакция Г. состоит из многих элементарных окислительновосстановительных процессов, сопровождающихся перераспределением валентных электронов между атомами реагирующих веществ (см. Окисление — восстановление). [c.79]

ОКИСЛЕНИЕ — ВОССТАНОВЛЕНИЕ — химические реакции, во время которых происходит полный или частичный переход электронов от одних атомов к другим. Отдача (потеря) электронов называется окислением, присоединение—восстановлением. Значит, процессы окисления и восстановления происходят одновременно. Раньше О. рассматривали только как реакцию присоединения кислорода к какому-нибудь веществу, например, образование оксидов или горение метана [c.178]

Все реакции, протекающие в гальванических элементах, являются процессами окисления-восстановления, поскольку они сопровождаются переходом электронов. Л. В. Писаржевский одним из первых предложил считать, что вещество, теряющее электроны, окисляется, а приобретающее — восстанавливается. Так, при работе медно-цинкового элемента цинк переходит в раствор, отдавая свои электроны электроду, т. е. окисляется. При этом электрод заряжается отрицательно по отношению к раствору. Одновременно с процессом окисления цинка происходит восстановление ионов Си на медном электроде. [c.182]

Как известно, степень окисления принято характеризовать числом электронов, смещенных от менее электроотрицательного атома элемента к более электроотрицательному. Реакции, в процессе которых изменяются степень окисления атомов элементов, называются реакциями окисления — восстановления. Высшая степень окисления совпадает, как правило, с номером группы элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. [c.143]

Отдача и присоединение электронов ионами, т. е. процессы окисления-восстановления,— это первичные процессы электролиза. За ними могут наступать вторичные — взаимодействие веществ с электродами, составными частями электролита и т. д. [c.143]

Поскольку выделены в особый класс реакции, в которых осуществляется переход электронов, — реакции окисления— восстановления (см, р. II, гл, V), целесообразно также отнести в отдельный класс процессы, происходящие с участием другой элементарной частицы — протона. [c.228]

Распределение зарядов в таком ионе [СоСи] соответствует формальной электровалентности частиц. При переходе от идеального к реальному распределению зарядов произойдет частичная передача донорных электронов от лигандов к иону металла, что сопровождается уменьшением эффективного положительного заряда центрального иона, эффективных зарядов лигандов н полярности связей. Этот процесс иногда трактуют как внутримолекулярную реакцию окисления — восстановления. Итак, эффективные заряды кобальта и хлора в [СоСи] по абсолютной величине меньше формальных (2 и 1 соответственно). Таким образом, электровалентность не отражает истинной картины распределения зарядов в соединениях. [c.15]

Окислительно-восстановительные процессы в растворе в отсутствие электродов протекают по такому механизму, при котором частицы окислителя н восстановителя объединяются в активированный комплекс. Если активированный комплекс образуется легко (например, при помощи реакции ассоциации) и его строение способствует внутримолекулярному переносу электрона, то реакция окисления — восстановления протекает быстро. [c.40]

Согласно электронной теории окислением называется потеря электронов атомом, молекулой или ионом (2п — 2е - 2п +), восстановлением — присоединение электронов атомом, молекулой или ионом (С12-Ь2е ->-2СГ ). Окислителем называется нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны, восстановителем— нейтральный атом, молекула или ион, отдающие электроны. Окисление и восстановление — взаимосвязанные процессы. Когда одно вещество окисляется, то другое восстанавливается, и наоборот. [c.27]

Все электрохимические реакции происходят при протекании электрического тока в цепи. Эта цепь слагается из последовательно соединенных металлических проводников и раствора (или расплава) электролита. В металлических проводниках переносчиками тока являются электроны, в растворах электролитов — ионы. Непрерывность протекания тока в цепи обеспечивается только в том случае, если происходят процессы на электродах, т. е. на границе металл — электролит. На одном электроде происходит процесс приема электронов — восстановление, на другом электроде — процесс отдачи электронов — окисление. Особенностью электрохимических процессов в отличие от обычных химических является пространственное разделение процессов окисления и восстановления. Из этих со1р)яженных процессов, которые не могут происходить один без другого, и слагаются в целом химические процессы в электрохимических системах. [c.314]

Изменение числа электронов на внешнем уровне атомов в процессе реакций окисления — восстановления [c.88]

К процессам внутримолекулярного окисления — восстановления относятся реакции, при которых переход электронов происходит внутри одной и той же молекулы. Таковы некоторые простейшие реакции термической диссоциации [c.141]

Из изложенного следует окисление-восстановление — единый процесс. Для окислительно-восстановительных реакций характерно изменение валентности элементов в молекулах реагирующих вещее I в, т. е. элемента-окислителя и элемента-восстановителя. Во всякой окислительно-восстановительной реакции число электронов, потёрянных восстановителем, равно числу электронов, присоединенных окислителем. Этим следует руководствоваться при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. [c.49]

Когда атомы отдают электроны при образовании ионов, это называется окислением. Обратный процесс приобретения электронов называется восстановлением. (Для повторения см. гл. II, разд. Г.З.) Электроны переходят от одних атомов молекул или ионов к другим. Все элементы могут быть окислены или восстаиоплены с образованием продуктов окислительно-восстановительной реакции - атомов, молекул или ионов. Реакции окисления - восстановления называют также редокс-реакциями. [c.517]

Для того чтобы определить возможность прохождения окислительно-восстановительной реакции, следует из таблиц стандартных восстановительных потенциалов выписать потенциалы процессов окисления и восстановления и составить уравнение реакции, для которой э. д. с. будет положительной величиной (А0°=—пЕ°Р). Определим возможность взаимодействия N02 и МПО4-. Потенциалы восстановления (электроны прибавляются перед знаком равенства ) согласно табличным данным равны [c.90]

Реакции самоокисления — самовосстановления (реакции диспропорционирования, дисмутацин). В отличие от процессов внутримолекулярного окисления—восстановления, их протекание сопровождается одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Поэтому эти реакции принципиально осуществимы лишь для тех веществ, в молекулах которых есть атомы со степенью окисления, промежуточной между минимально и максимально возможной. Легкость их протекания при прочих равных условиях связана с близостью энергетических уровней электронов в состояниях атомов, отвечающих разным степеням окисления. [c.91]

Поскольку приемником электронов, освобождающихся при окислении вещества, и, одновременно, их источником, необходимым для снабжения электронами процесса восстановления вещества, может служить тело электрода, оба эти процесса протекают на поверхности электрода. При этом на электроде возникнет некоторый избыток или недостаток электронов, что обусло- [c.239]

Применяют два метода составления уравнений реакций окисления — восстановления метод электронного баланса и метод ионноэлектронный. По существу оба метода базируются на одних и тех же предпосылках в окислительно-восстановительных процессах общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно оби ему числу электронов, присоединяемых окислителем. [c.244]

Окисление — процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом восстановление процесс присоедлнения электронов атомом, молекулой или ионом. Окисленне и восстановление— взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления п наоборот. [c.50]

Классификация реакций. В неорганической химии широко используется классификация химических реакций по характеру взаимодействия реагирующих веществ, а точнее по процессам переноса электрона, электронных пар, протона и других атомномолекулярных частиц. По этим признакам они подразделяются на обменные реакции, окисления — восстановления и комплексообразования (реакции переноса электронных пар с образованием до-норно-акцепторных связей). [c.27]

В периодической системе элементов к металлам относят элементы I, II и III групп, кроме В, элементы IV группы, кроме С и 51, V группы, кроме Ы, Р, Аз, элементы побочных подгрупп VI, VII, VIII группы, а также лантаноиды и актиноиды, т. е. в периодической системе подавляющее большинство элементов (около 80%) —металлы. Металлы в реакциях окисления — восстановления проявляют восстановительные свойства, отдавая свои электроны, переходят в положительно заряженные ионы. Отрицательно заряженных ионов они не образуют. Отрыв наружных электронов у атомов металлов может быть осуществлен не только в ходе химических реакций, но и в процессе термоэлектронной эмиссии — испускания электронов нагретыми телами в результате теплового возбуждения электронов в этих телах — и фотоэлектрического эффекта (или фотоэффекта), когда под действием освещения происходит выход электронов из металлов. Металлы при этом заряжаются положительно. [c.85]