Взаимосвязь между отдельными классами неорганических соединений

Многочисленные способы получения солей из веществ, принадлежащих к разным классам, говорят о том, что между этими классами неорганических веществ существует тесная взаимная связь. Приводимая ниже схема де-монстрирует эту взаимосвязь. Эта схема показывает также, что продуктом взаимодействия соединений разных классов во всех случаях являются соли. Таким образом, класс солей — веществ, наиболее сложных по составу, является связующим звеном между всеми классами неорганических соединений в целом.

Металлы → Основные окислы → Гидроокиси → Соли

Неметаллы → Кислотные окислы → Кислоты → Соли

Окислительно восстановительные реакции ОВР

Что такое ОВР — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов всех или некоторых элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Значительная часть химических реакций, с которыми до сих пор нам приходилось иметь дело, была так называемого обменного типа, т. е. молекулы сложных веществ в процессе реакции обменивались своими составными частями. Например:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
или в ионном виде
Ag⁺ + NO₃^— + Na⁺ + Cl^— = AgCl + Na⁺ + NO₃^—
В таких реакциях величина валентности каждого атома или, как правильнее говорить в этом случае, величина степени окисления каждого атома остается неизменной. В отличие от валентности понятие степень окисления более условное, формальное. При ее определении мы предполагаем, что все атомы в молекуле соединены друг с другом ионными связями и, в зависимости от значения электроотрицательности, имеют либо положительный, либо отрицательный заряд. Например, атом водорода обычно бывает электроположительным, его степень окисления + 1, кислород всегда в соединениях имеет отрицательный заряд —2 и т. д. Это и является их степенями окисления. Для подсчета степени окисления каждого элемента, например азота в азотной кислоте HNO3, надо исходить из того, что всякая молекула в целом всегда электронейтральна.

Расставим над знаками водорода и кислорода значение их степеней окисления: HNО3(+1 -2). Теперь рассчитаем, какой должна быть степень окисления азота. В молекуле три атома кислорода, каждый имеет степень окисления —2. Следовательно, общее число отрицательных зарядов —2 х 3 = —6. Атом водорода со степенью окисления +1 только один. Следовательно, отрицательных зарядов оказывается на 5 больше, чем положительных. Этот избыток отрицательных зарядов должен быть уравновешен зарядом атома азота, который равен этому избытку по абсолютной величине, но противоположен по знаку, т. е.
степень окисления азота равна +5: HNО3(+ 1+5—2). Таким образом, в молекуле оказывается 6 положительных и 6 отрицательных зарядов, вследствие чего она электронейтральна.

■ 130. Определите степень окисления элементов в следующих соединениях: H2SO4, KNО3, H2SO3, H2S, FeSO4, CaSiO3. (См. Ответ)

Если требуется определить степени окисления элементов в солях более сложного состава, например в молекуле фосфата кальция Са3(РО4)2, то поступают следующим образом. Для определения степени окисления центрального атома фосфора пишут формулу кислоты, соль которой рассматривается (Н3РО4), и по ней определяют степень окисления фосфора: Н3РО4(+ 1 +5-2) . В солях фосфорной кислоты (как и других кислот) степень окисления фосфора (как и всякого центрального атома) та же, что и в самой кислоте. Степень окисления кальция (или другого металла) в составе соли определить несложно, она равна его валентности.

■ 131. Определите степени окисления элементов в следующих соединениях: сульфат железа (III), нитрат алюминия, сульфат магния, фосфат бария, карбонат натрия, силикат алюминия. (См. Ответ)

При окислительно-восстановительных процессах степень окисления элементов до и после реакции меняется. Поэтому в отличие от обменных реакций, которые называются электростатическими из-за того, что степень окисления элементов в них постоянна, окислительно-восстановительные реакции называют электродинамическими.
Для окислительно-восстановительных реакций составление уравнений сложнее. Их составляют на основе так называемого электронного баланса. Для этого условно считают, что всякое изменение степени окисления элемента связано с отдачей или принятием определённого числа электронов. Процесс отдачи электронов называют окислением, а принятия— восстановлением. Следовательно, атом или ион, которые отдают электроны, окисляются и одновременно являются восстановителями. Если атом или ион принимают электроны, то они восстанавливаются и одновременно являются окислителями. Окисление и восстановление — это две стороны одного процесса, они всегда протекают одновременно и не могут существовать независимо друг от друга. Для того чтобы атом отдал электроны, обязательно должен существовать другой атом, который у него эти электроны примет. Необходимо также знать, что в окислительно-восстановительных процессах число отданных электронов всегда равно числу принятых.

Всегда следует помнить, что при химических реакциях может изменяться только число электронов в атоме. Число положительных зарядов в ядре всегда остается неизменным. В нейтральном атоме электроны всегда полностью уравновешивают положительный заряд ядра. Если атом теряет часть своих электронов, то столько же положительных зарядов в ядре остаются неуравновешенными. Тогда и возникает положительная степень окисления. Например, если нейтральный атом алюминия отдаст 3 электрона, то три положительных заряда ядра при этом останутся неуравновешенными. Следовательно, атом перестает быть электронейтральным. Его заряд равен +3, т. е. степень окисления становится Аl(+3).

■ 132. Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:

а) Cu⁰ — ? e^— → Cu⁺²
б) Fe⁰ — ? e^— → Fe⁺³
в) S⁰ — ? е^— → S⁺⁶
г) N⁰ — ? е^— →N⁺²
Какой процесс — окисление или восстановление — при этом происходит? (См. Ответ)

Если нейтральный атом принимает дополнительно к 1 своим еще несколько электронов, то у него появляется избыточный отрицательный заряд (отрицательная сте- I пень окисления), равный числу принятых электронов. 1 Например, если нейтральный атом серы примет два электрона, то они придадут ему заряд —2, т. е. степень окисления становится S^-2.

■ 133. Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:
а) N⁰ + ? e^— → N^-3
б) Cl⁰ + ? e^— → Cl^-1
в) С⁰ + ? e^— →С^-4
г) О⁰ + ? e^— → О^-2
Какой процесс — окисление или восстановление — при этом происходит? (См. Ответ)

Если уже имеется положительная степень окисления,  то отдача или принятие электронов ее соответственно 1 изменяют. Например, если в процессе реакции степень окисления марганца изменилась с Мn⁺⁷ до Мn⁺⁴, то это значит, что атом марганца принял три электрона, они урав-новесили три положительных заряда марганца, а четыре остались неуравновешенными. Происходит процесс восстановления.
Таким образом, процесс восстановления всегда сопровождается понижением степени окисления. (Запишите это правило.)

■ 134. Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:
а) Мn+4 + ? e^— → Mn⁺²
б) Cr⁺⁶ + ? e^— → Cr⁺³
в) Fe⁺³ + ? e^— → Fe⁺²
г) Cu⁺² + ? e^— → Cu⁰
д) Ag⁺¹ + ? e^— → Ag^{0   (См. Ответ)}

В другом случае, когда степень окисления хрома меняется от Сr⁺³ до Сr⁺⁶, это значит, что Сr⁺³, имея три неуравновешенных положительных заряда, отдал три электрона, и теперь неуравновешенными оказались 6 положительных зарядов. Произошел процесс окисления.

Другими словами, возрастание величин степени окисления свидетельствует о том, что происходит процесс окисления. (Запишите.)

■ 135. Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:
а) S^-2 — ? e^— → S⁰;
б) S-2 — ? e^— → S⁺⁶;
в) Мn⁺² — ? e^— → Мn⁺⁶
г) Мn⁺² — ? e^— → Мn⁺⁷
д) N⁺² — ? e^— → N^{+5     (См. Ответ)}

Если обозначить схематически связь величины степени окисления с окислительно-восстановительными процессами, то схема будет выглядеть следующим образом:

Окисление

→
возрастание степени окисления
(отдача электронов)
Восстановление

←
убывание степени окисления
(принятие электронов)

В отдельных случаях изменение степени окисления бывает столь значительным, что она переходит из положительной в отрицательную или наоборот. Например, сера может изменить степень окисления с S⁺⁶ до S^-2. В этом случае сера принимает 8 электронов: 6 уравновешивающих положительный заряд и еще 2, придающих избыточный отрицательный заряд. Происходит восстановление. Или наоборот: азот из степени окисления N^-3 может перейти в N⁺². В этом случае происходит отдача 5 электронов: атом азота отдает 3 избыточных электрона и еще 2, уравновешивающих два положительных заряда ядра.

■ 136. Как меняется число электронов в атомах при следующих изменениях степеней окисления:
а) N⁺² → N^-3
б) S⁺⁴ → S^-2
в) S⁺⁶ → S⁺⁴
г) S-2 → S⁺⁶
д) N^-3 → N⁺⁵
е) N⁺⁴ → N⁺²
ж) Mn⁺⁴ → Mn^{+7   (См. Ответ)}

В каких из приведенных случаев происходит окисление, а в каких восстановление?
Учтя сказанное, можно перейти к составлению уравнений окислительно-восстановительных реакций. Как и во всех случаях составления уравнения реакции, для написания уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо знать исходные вещества и полученные продукты. Исходные вещества обычно даются, а полученные вещества определяют, исходя из условий реакции, на основе знания свойств элементов.
Сначала научимся составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций с заранее известными продуктами. Рассмотрим схему реакции:
H₂SО₃ + Вr₂ → H₂SO₄ + HBr
(Запишите)
1. Прежде всего необходимо над каждым элементом расставить степень окисления (Запишите).
После расстановки степеней окисления схема будет иметь следующий вид:

2. Затем следует найти и подчеркнуть элементы, меняющие степень окисления (Запишите). Следует помнить, что в молекулах простых веществ степень окисления атомов равна нулю.
3. Затем следует разобраться, какой элемент окисляется, какой восстанавливается и сколько при этом отдается и принимается электронов (Запишите). Это означает, что атом серы со степенью окисления S⁺⁴ отдал 2 электрона и превратился в S⁺⁶, т. е. сера является восстановителем. Записывается это следующим образом:
S⁺⁴ — 2е^—  → S⁺⁶
Атом брома принял один электрон, так как был нейтральным, а после реакции приобрел степень окисления —1. Схематически это изображается так:
Вr⁰ + е^—  → Br^-1

Бром является окислителем, но поскольку молекула брома состоит из двух атомов, а электроны принимаются
обоими атомами, схема видоизменяется:
2Вr⁰+2е^— → 2Вr^-1
Соединим схемы отдачи и принятия электронов и рассмотрим полученный электронный баланс:
S⁺⁴ — 2e^— → S⁺⁶
2Вr⁰ + 2е^— → 2Вr^-1
(Запишите)
Количество отданных электронов должно быть равно количеству принятых. Их нужно уравнять, но наше уравнение не требует особого уравнивания, за исключением количества атомов брома. Поскольку мы вели расчет на двухатомную молекулу, а в правой части равенства в молекуле НВr только один атом брома, то перед НВr необходимо поставить коэффициент 2:

Если реакция протекает в растворе, то в ней может принять участие и вода. Мы видим, что в левой части равенства имеется два атома водорода, а в правой четыре. Следовательно, нужно добавить к левой части уравнения молекулу воды. Уравнение примет следующий вид:

Количество атомов кислорода в левой и правой частях равенства тоже должно совпадать. Подсчетом числа атомов кислорода в левой и в правой частях равенства производится проверка равнениям Уравнение данной реакции является весьма простым, оно не требует сложной расстановки коэффициентов.
Однако могут быть случаи, когда приходится рассчитывать довольно сложные коэффициенты, например:

После расстановки степеней окисления обнаруживаем, что они меняются у серы и азота. Составляем электронный баланс.

Дополнительные множители для азота 40, для серы 3. Проставляем в уравнении коэффициенты для окислителя и восстановителя:
3As2S6 + 40HNO3 → H3AsО4 + 40NO + 15H2SО4
Подсчитываем количество атомов мышьяка:
3As2S6 + 4OHNO3 → 6Н3АsO4 + 40NO + 15H2SO4
В левой части равенство 40 атомов водорода, а в правой — 48. Следовательно, в левую часть следует поме стить еще 4 молекулы воды.
4Н2О + 3As2S6 + 40НNO3 → 6H3AsO4 + 40NO + 15H2SO4
Проверка подсчетом числа кислородных атомов показывает, что как в левой, так и в правой части по 124 атома кислорода.
Могут быть случаи, когда для протекания реакции требуется создать определенную среду, обусловливающую поведение окислителя и восстановителя. Примером может служить уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей между хлоридом натрия и перманганатом калия в кислой среде. Кислая среда обычно создается серной кислотой как наиболее устойчивой.
NaCl + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + Cl2
После определения степеней окисления схема будет иметь следующий вид:

Марганец меняет степень окисления от Мn⁺⁷ до Мn⁺², следовательно, принимает 5 электронов:
Mn⁺⁷ + 5e^— → Мn⁺²
Следовательно, марганец восстанавливается и является окислителем.

Атом хлора отдает электрон и становится нейтральным.

Cl^-1 — e^— → Cl⁰

Поскольку нейтральные атомы хлора соединяются в молекулу, состоящую из двух атомов хлора, схема изменится следующим образом:

Cl^-1 — 2e^— → Cl⁰

Хлор окисляется и является восстановителем. Рассмотрим полученный электронный баланс:

Уравняем количество электронов, найдя для них наименьшее общее кратное и дополнительные множители. Наименьшим общим кратным является 10. Дополнительные множители для марганца —2 и для хлора—5. Они и будут основными коэффициентами для окислителя и восстановителя. Расставляем их и получаем следующую схему.
10NaCl + 2KMnО4 + H2SО4 → Na2SО4 + K2SО4 + 2MnSО4 + 5Cl2
Коэффициент 5, найденный для хлора, вычисляют, исходя из двухатомной молекулы хлора. Поэтому в левой части равенства, где хлора один атом в молекуле NaCl, ставят коэффициент 10, а не 5. Исходя из полученных коэффициентов, путем простых арифметических подсчетов находят и расставляют остальные коэффициенты и количество молекул воды. В результате получается следующее уравнение:
10NaCl + 2КМnO4 + 8H2SO4 → 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 5Сl2 + 8Н2O
Рассмотренная окислительно-восстановительная реакция протекает фактически между двумя; веществами: перманганатом и поваренной солью. Какую же роль играет серная кислота? Всякая реакция может протекать лишь в том случае, если для нее создается определенная благоприятная среда — кислая, щелочная или нейтраль-ная. Есть реакции, которые протекают только в кислой среде, а есть реакции, протекающие только в щелочной среде. Кислая среда чаще всего создается серной кислотой как наиболее устойчивой, а щелочная — едким натром NaOH или едким кали КОН. В данной реакции, которая протекает в кислой среде, серная кислота играет роль среды. Кроме того, поскольку серная кислота в результате реакции образует сернокислые соли металлов, участвующих в реакции, ее называют также солеобразователем.

■ 137. Напишите уравнения следующих реакции, протекающих в кислой среде:
а) К2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SО4)3 + I2 + K2SO4
б) NaNO3 + NaI + H2SO4 → NO + I2 + Na2SO4
в) KBrO3 + NaCl + H2SO4 → Cl2 + KBr + Na2SO4
г) K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr(SO4)3 + Cr(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4
д) NaN2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4   (См. Ответ)

Рассмотрим еще один пример, где окислитель является одновременно и средой, а именно взаимодействие азотной кислоты с медью:
Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO

Сначала определим степень окисления элементов:

Затем найдем элементы, меняющие степень окисления. Здесь мы видим, что не весь азот азотной кислоты меняет степень окисления, а только часть его. Некоторое количество атомов азота остается со степенью окисления +5. Составим электронный баланс:

Здесь мы учитываем лишь те атомы азота, которые меняют степень окисления. Находим дополнительные множители, с их учетом схема приобретает следующий вид:
3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO
Однако в этой схеме учтен лишь расход азота как окислителя. Нужно учесть еще азот, израсходованный на образование 3 молекул нитрата меди 3 Cu(NO3)2. Для этого нужно еще 6 атомов азота. Следовательно, перед формулой азотной кислоты нам следует поставить коэффициент 8:
3Cu + 8HNO3 → 3Сu(NO3)2 + 2NO

Теперь определим количество молекул воды в правой части равенства по числу водородных атомов:
3Cu + 8HNО3 → 3Cu(NО3)2 + 2NO + 4Н2О
Проверка равенства подсчетом кислородных атомов показывает, что равенство справедливо.

■ 138. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций:
а) Zn + HNO3 → Zn(NО3)2 + N2
б) Sn + HNO3 → Sn(NО3)2 + N2O;
в) Cu + HNO3 → Cu(NО3)2 + NO2;
г) KMnО4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl;
д) K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2     (См. Ответ)

Окислительно-восстановительные реакции, как уже сказано, могут протекать и в щелочной среде, например:
Na2SO3 + Cl2 + NaOH → NaCl + Na2SO4
Определяем степени окисления атомов элементов в уравнении и находим те, у которых степень окисления меняется:

Составляем электронный баланс:

Электронный баланс показывает, что S+4 в данной реакции является восстановителем, а Сl0— окислителем. Поскольку коэффициентов перед окислителем и восстановителем не требуется, следует поставить коэффициент 2 лишь перед формулой NaCl, так как в электронном балансе учитывался хлор в молекуле Сl2:
Na2SO3 + Cl2 + NaOH → 2NaCl + Na2SO4
После этого рассчитываем по числу атомов натрия расход молекул едкого натра:
Na2SO3 + Cl2 + 2NaOH → 2NaCl + Na2SO4

Наконец, учитываем число образовавшихся молекул воды:

Na2SO3 + Cl2 + 2NаOH = 2NaCl + Na2SO4+ H2O
Таким образом, щелочь в окислительно-восстановительной реакции посредством входящего в ее состав атома щелочного металла связывает все образующиеся в процессе реакции анионы в соли этого металла.

■ 139. Расставьте коэффициенты в следующих уравнениях:
а) МnО2 + КClO3 + КОН → К2МnO44 + KCl;
б) КСrО2 + РbО2 + КОН → К2СrO4 + К2РbО2;
в) Cr2(SO4)3 + NaOH + Сl2 → NaCl + Na2CrO4 + Na2SO4;
г) MnCl2 + КBrO + КОН → MnO2 + КВr.     (См. Ответ)

Особого внимания заслуживают окислительно-восстановительные реакции, протекающие с участием перекиси водорода, которая довольно широко применяется в химии, в частности и в аналитической.
Перекись водорода в зависимости от условий может вести себя как окислитель или как восстановитель. При составлении электронного баланса получается, что степень окисления каждого кислородного атома в перекиси водорода равна —1, что не совпадаете величиной валентности кислорода, которую он в действительности проявляет в этом соединении. Если два атома кислорода, входящие в состав перекиси водорода, примут еще по одному электрону, то получаются атомы кислорода с обычной степенью окисления —2. В этом случае перекинь водорода проявляет свойства окислителя. Однако электроны могут быть отданы и тогда образуется нейтральный кислород. В этом случае перекись водорода функционирует как восстановитель. Рассмотрим оба случая.

Ясно, что в этом случае перекись водорода проявляет восстановительные свойства.

В расставляем коэффициенты у окислителя и восстановителя:
Н2О2 + 2КМnO4 + КОН → 2K2MnO4 + Н2О + О2
По числу атомов калия определяем число молекул щелочи, пошедшее на реакцию, а затем определяем и число молекул воды:
Н2О2 + 2КМnO4 + 2КОН → 2К2МnO4 + 2Н2О + О2

Составим электронный баланс, из которого явствует, что перекись водорода в данном случае является окис-ль:

Расставляем коэффициенты для окислителя и восстановителя:
2КI + H2O2 + H2SO4 = I + 2Н2O + K2SO4
Проверив уравнение подсчетом числа кислородных атомов в левой и правой частях равенства, убеждаемся, что оно справедливо.

■ 140. Расставьте коэффициенты в следующих уравнениях:
а) СrСl3 + Н2O2 + КОН → К2СrO4 + КСl + Н2O
б) H2S + Н2O2 → H2SO4 + Н2O
в) I2 + H2O2 → HIO3 + H2O
г) HIO3 + H2O2 → I2 + O2
д) H2O2 + HClO → HCl + O2 (См. Ответ)

Однако научиться находить коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях — еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Необходимо уметь предусмотреть ход реакций,mопределять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.
Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких — как восстановители, нужно обратиться к периодической системе элементов Д. И. Менделеева.

Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус, небольшое число (1—3) электронов на внешнем слое и в связи с этим могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп периодической системы, например натрий, калий, кальций и др.

Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI — VII группы например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др. Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявить восстановительные свойства.
Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному. Элементы в высшей положительной степени окисления не могут проявлять восстановительных свойств, а проявляют только окислительные. Например: N(+5) (HNO3, КNO3 и др.), Cl(+7) (HClO4),S(+6)(H2SO4) и т. д.
С точки зрения понятия «степень окисления» это объяснить несложно. У атомов элементов в высшей степени окисления с внешнего слоя как бы отдано максимальное число электронов; больше они отдать не могут, могут лишь принимать.

На внешнем электронном слое у N(+5). электроны отсутствуют.
Элементы в отрицательных степенях окисления, наоборот, имеют максимально завершенный внешний электронный слой. Например: S(+16) 2, 8, 6 и S(+16) 2, 8, 8. При рассмотрении внешнего электронного слоя атома серы мы видим, что он максимально завершен. Следовательно, атом S(-2) больше электронов принимать не может, а может лишь отдавать. Это говорит о том, что S(-2) может проявлять лишь восстановительные свойства, а окислительных — не может.

Элементы в не максимальных положительных степенях окисления, имеющие некоторое число электронов на внешнем слое, могут как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, вести себя как окислитель и как восстановитель в зависимости от условий. Например: N, S, имеющие, соответственно, структуры N(+7) 2,2 и S(+16) 2, 8, 2, попадая вереду, где присутствует сильный окислитель, ведут себя как восстановители. И наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.

■ 141. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций, если известны конечные степени окисления элементов:
а) С + HNO3 → (C⁺⁴; N⁺²)
б) Р + HNO3 → (P⁺⁵;N⁺²)
в) РН3 + KMnO4 + H2SO4 → (Mn⁺²; P⁺⁵) (См. Ответ)

Грамм-эквивалент окислителя или восстановителя вычисляется делением моля на число отданных или принятых электронов.

Электролиз , как окислительно-восстановительный процесс

Окислительно-восстановительные реакции могут происходить и при участии электрического тока.
Например, если расплавить поваренную соль, то происходит расщепление кристаллической решетки на ионы:
2NaCl ⇄ Na+ + Cl-
При этом образуются катион натрия и анион хлора. Если затем опустить в расплав электроды постоянного электрического тока, происходит следующее. Направляясь к катоду, катион натрия получает с него один электрон, т. е. происходит восстановление:
Na⁺ + e^—→Na⁰

Следовательно, катод, на котором имеется постоянный избыток электронов, является восстановителем. К аноду направляется анион хлора. Поскольку на аноде постоянный недостаток электронов, атом хлора отдает электрон, т. е. окисляется: Сl^— — е^— → Сl⁰
Таким образом, а н о д, на котором постоянный недостаток электронов, является окислителем. Итак, всякий электролиз есть окислительно-восстановительный процесс, протекающий под действием электрического тока.
(Запишите)
В связи с тем что при электролизе в реакции принимает участие электрический ток, окислительно-восстановительный процесс приобретает ряд особенностей. Например, при электролизе водных растворов солей в процессе принимает участие вода. Так, электролиз раствора поваренной соли протекает по несколько иной схеме, нежели электролиз расплава. В растворе, помимо диссоциации, соли, протекает весьма слабо диссоциация воды:
Н2O ⇄ Н⁺ + OH^—
Таким образом, в растворе образуется два вида катионов (Na⁺ и Н⁺) и два вида анионов (Сl^— и ОН^—).
В ряду напряжений металлов натрий стоит намного левее водорода. Следовательно, он активнее, а значит, и легче отдает электроны. Если же речь идет (как в данном случае) о принятии электронов на катоде, то ион натрия, наоборот, будет труднее принимать электроны, чем ион водорода, и, следовательно, на катоде будет восстанавливаться не металлический натрий, а водород:
Н⁺ + е^— → Н (0)
Ионы же натрия будут находиться в растворе до тех пор, пока полностью не разрядятся ионы водорода.
К аноду направятся анионы Сl^— и ОН^—. Эти анионы также неодинаковы. Анион Сl^— легче отдает свой электрон, чем анион ОН-, поэтому на аноде будет окисляться хлор, превращаясь в нейтральные атомы хлора:
Сl^— — е^— → Сl⁰
В большинстве случаев анионы, состоящие из атомов одного элемента, такие, как Сl^—, Вr^—, I^—, S^2- и т. п., окисляются на аноде быстрее, чем гидроксильная группа.

Таким образом, при электролизе раствора поваренной соли на электродах получаются водород и хлор, а в растворе остаются ионы Na⁺ и ОН^—. Эти ионы представляют собой в диссоциированном виде едкий натр NaOH.

■ 142. Почему при электролизе расплава NaCl можно получить металлический натрий, а при электролизе раствора NaCl era получить нельзя?
143. Чем объяснить, что в растворе при электролизе NaCl образуется щелочь NaOH?
144. Как осуществляется электролиз раствора KI?
145. В чем отличие процесса электролиза раствора СuСl2 от электролиза раствор а NaCl? (См. Ответ)

Если электролизу подвергается раствор сульфата натрия Na2SO4, который диссоциирует по уравнению:
Na2SO4 ⇄ 2Na⁺ + SO²₄
то в растворе образуется опять-таки два вида катионов (Na+ и Н+) и два вида анионов (SO42- и ОН-).
В этом случае, как и в предыдущем, на катоде происходит восстановление водорода Н+ + е—> Н0, а на
аноде — окисление гидроксила, так как сложные анионы (SO²₄^— NO₃^— и т. п.) окисляются с большим трудом (стр. 395. табл. 5). На аноде идет процесс
2OН^— — 2е^— → [2OН] → Н2О + [О] ↑
и выделяется чистый кислород. Таким образом, процесс фактически сводится к электролизу воды, а соль в неизменном количестве остается в растворе.
Процесс электролиза широко применяется в ряде производств, частности, это единственный экономически выгодный промышленный путь получения активных металлов, таких, как калий, натрий, алюминий, а также активных неметаллов, например хлора, фтора и т. п.
Электролиз широко применяется при покрытии одного металла другим для защиты от коррозии. Например, при никелировании, хромировании и т. д. покрываемое изделие помещают в ванну с раствором никеля или хрома, подключают к катоду и ждут, когда на нем появится слой металла нужной толщины. Скорость протекания процесса зависит от силы и напряжения тока, а также от ряда других причин, зная которые, можно вычислить количество образующегося металла.

Способ наращивания металла на поверхности изделия электролитическим путем позволяет снимать точнейшие слепки и копии. Этот способ называется гальванопластикой.

Статья на тему Окислительно восстановительные реакции