Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Окисление-восстановление—один из важнейших процессов природы.

Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других химических процессов в основе своей являются окислительно-восстановительными реакциями. Сжигание топлива в топках паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания, электролитическое осаждение металлов, процессы, происходящие в гальванических элементах и аккумуляторах, включают реакции окисления-восстановления.

Получение элементарных веществ (железа, хрома, марганца, золота, серебра, серы, хлора, йода и т.д.) и ценных химических продуктов (аммиака, щёлочей, азотной, серной и других кислот) основана на окислительно-восстановительных реакциях.

На окислении-восстановлении в аналитической химии основаны методы объёмного анализа: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, и другие, играющие важную роль при контролировании производственных процессов и выполнении научных исследований. В органической химии для проведения ряда химических превращений самое широкое распространение нашли процессы окисления-восстановления.

Инертные газы лишь в исключительных случаях способны вступать в окислительно-восстановительные реакции.

ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ И СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

Химическая природа элемента оценивается способностью его атома терять и приобретать электроны. Последняя может быть количественно оценена энергией ионизации и его сродством к электрону.

Мерой энергии ионизации атома служит его ионизеционный потенциал, представляющий собой наименьшее напряжение в вольтах,

Которое необходимо приложить для того, чтобы оторвать электрон от невозбужденного атома и удалить его на бесконечно далекое расстояние.

В периодах, как правило, энергия ионизации увеличивается слева направо. При этом восстановительные свойства элементов уменьшаются, а окислительные—возрастают.

Энергия сродства к электрону (СЭ) характеризует количество энергии, которая выделяется (или поглощается) в результате присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Величины энергии сродства к электрону в периодах возрастают слева направо, в подгруппах, как правило, уменьшаются сверху вниз.

Энергию ионизации ( I ) и энергию сродства к электрону ( Е ) можно отнести как к единичному атому, так и к 6,02* 1023 атомов.

Для атомов свободных элементов окислительная и восстановительная активность выражается величинами энергии ионизации и сродства атома к электрону.

Для того, чтобы решить вопрос, атом данного элемента легче теряет или присоединяет электрон, была введена характеристика, названная электроотрицательностью. Мерой электроотрицательности может служить арифметическая сумма значений ионизации I и сродства к электрону Е:

ЭО = 1+Е.

Электроотрицательность элемента имеет размерность слагаемых, из которых она образовалась, и может быть, следовательно, выражена в тех же единицах.

Для более удобного пользования значениями электроотрицательности элементов принята система их относительных величин, в которой электроотрицательность лития условно принята за единицу.

В табл.1 приведены значения относительной электроотрицательности (ОЭО) различных элементов по Полингу. Как и следовало ожидать, наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее-цезий. Водород занимает промежуточное положение, т. е. При взаимодействии с одними элементами (например, с F ) он отдаёт электрон, а с другими (например, с Rb ) – приобретает. Чем больше различие в электроотрицательности двух элементов, тем больше химическая связь между их атомами по своему характеру отличается от ковалентной связи и приближается к ионной. Так, разница в величинах относительной электроотрицательности у элементов натрия и фтора равна: ОЭО = 4 – 0,9 = 3,1 , поэтому в NaF связь ионная; в молекуле Cl2

( ^ ОЭО = 0 ) связь ковалентная, неполярная; в молекулах HF ( ^ ОЭО = 1,9 ) и HCl ( ^ ОЭО = 0,6 ) связи полярны, причем у молекулы HF диполь больше, чем у молекулы HCl. Таблица 1

Электроотрицательность (ОЭО) атомов некоторых элементов периодической системы.