Просмотр кода страницы Окислительно-восстановительные реакции

{{Универсальная карточка}}
'''Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР)''', также '''редокс''' (сокр. {{lang-en|redox}}, от {{lang-en2|'''red'''uction-'''ox'''idation}} — восстановление-окисление) —  [[химические реакции]], протекающие с изменением [[степень окисления|степеней окисления]] атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов [[Химические вещества|веществ]]), реализующиеся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем ([[Донорно-акцепторная связь|акцептором]]) и атомом-восстановителем ([[Донорно-акцепторная связь|донором]]){{sfn|Химическая Энциклопедия|1992|страницы=336—337|loc=Т. 3|name=ХЭ_3_336}}.

== Историческая справка ==
Издавна учёные полагали, что окисление — потеря [[флогистон]]а (особого невидимого горючего вещества, термин которого ввёл  [[Бехер, Иоганн Иоахим|Иоганн Бехер]]), а восстановление — его приобретение. Но, после создания [[Лавуазье, Антуан Лоран|А. Лавуазье]] в 1777 году кислородной теории [[Горение|горения]], к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с [[кислород]]ом, а восстановлением их превращения под действием [[водород]]а. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

:: <math>\mathsf{Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow}</math>

В этой реакции окислитель — [[протон|ион водорода]]<ref>В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над [[Галогены|галогенами]]-окислителями.</ref> — H{{sup|+}}, а [[железо]] выступает в роли восстановителя.

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной [[Писаржевский, Лев Владимирович|Л. В. Писаржевским]] в 1914 г., ''окисление'' — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; ''[[Восстановление (химия)|Восстановление]]м'' называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции
:: <math> \mathsf{\stackrel{0}{\mbox {Zn}} + \stackrel{0}{\mbox {Cl}}_{2} \rightarrow \stackrel{+2}{\mbox {Zn}} \stackrel{-1}{\mbox {Cl}}_{2}} </math>
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

== Описание ==
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть ''окисляется''; окислитель присоединяет электроны, то есть ''восстанавливается''. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.<ref>Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне ([[ионная связь]]) или же только более или менее оттягиваются (полярная [[ковалентная связь]]). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с ''переходом электронов'' от одних атомов к другим. То есть [[Валентность|валентности]] [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как '''степени окисления'''. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.</ref>

=== Окисление ===
{{Основная статья|Окисление}}
Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением  степени окисления.

При '''окисле́нии''' у веществ в результате отдачи электронов  увеличивается [[степень окисления]]. [[Атом]]ы окисляемого вещества называются [[Донорно-акцепторная связь|донорами]] электронов, а атомы [[окислитель|окислителя]] — [[Донорно-акцепторная связь|акцепторами]] электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. [[Свободные радикалы]]). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):
: ''восстановитель'' — [[Электрон|e<sup>−</sup>]] ↔ ''сопряжённый окислитель''.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
:

=== Восстановление ===
{{main|Восстановление (химия)}}
Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

Также при восстановлении [[атом]]ы или [[ион]]ы присоединяют [[электрон]]ы. При этом происходит понижение [[степень окисления|степени окисления]] [[Химический элемент|элемента]]. Примеры: восстановление [[оксид]]ов [[металл]]ов до свободных металлов при помощи [[водород]]а, [[углерод]]а, других веществ; восстановление [[органические кислоты|органических кислот]] в [[альдегид]]ы и [[спирты]]; [[гидрогенизация]] [[жир]]ов и др.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):
: ''окислитель'' + [[Электрон|e<sup>−</sup>]] ↔ ''сопряжённый восстановитель''.
:

=== Окислительно-восстановительная пара ===
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую ''окислительно-восстановительную пару'', а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными [[Полуреакции|полуреакциями]].

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

== Виды окислительно-восстановительных реакций ==
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных 
веществ, например:

:: <math>\mathsf{H_2S + Cl_2 \rightarrow S + 2HCl}</math>

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

:: <math>\mathsf{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2}</math>

[[Диспропорционирование]] (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

:: <math>\mathsf{H_2O + Cl_2 \rightarrow HCl + HClO}</math>

Репропорционирование ([[конпропорционирование]]) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

:: <math>\mathsf{SO_2 + 2H_2S \rightarrow 3S + 2H_2O}</math>

== Примеры ==
Окислительно-восстановительная реакция между [[водород]]ом и [[фтор]]ом

:: <math> \mathsf{ \stackrel{0}{\mbox {H}}_{2} + \stackrel{0}{\mbox {F}}_{2} \rightarrow 2\stackrel{+1}{\mbox {H}} \stackrel{-1}{\mbox {F}}}</math>
Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:
:: <math> \mathsf{{\mbox  {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}} </math>

2) Восстановление:
:: <math> \mathsf{{\mbox  {F}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {F}}^{-}} </math>

Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается.

:: <math> \mathsf{{\mbox  {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}} </math>
:: <math> \mathsf{{\mbox {S}}^{2-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {S}}^{0} \downarrow} </math>
:: <math> \mathsf{{\mbox {Al}}^{0} - 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Al}}^{3+}} </math>
:: <math> \mathsf{{\mbox {Fe}}^{2+} - {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Fe}}^{3+}} </math>
:: <math> \mathsf{2{\mbox {Hal}}^{-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Hal}}_{2}^{0}} </math>

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

:: <math> \mathsf{{\mbox  {O}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-}} </math>
:: <math> \mathsf{{\mbox  {Mn}}^{7+} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+}} </math>
:: <math> \mathsf{{\mbox  {Mn}}^{4+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+}} </math>
:: <math> \mathsf{{\mbox  {Cr}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Cr}}^{0}} </math>

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны, являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению [[Стехиометрия|стехиометрических коэффициентов]] (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи [[Термохимия|термохимических уравнениях]]. Различают два метода уравнивания ОВР: метод [[Полуреакции|полуреакций]] и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами (ионами), образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений<ref>{{Cite web|url = http://www.chemfive.ru/news/19_ovr_metodom_polureakcij/2013-07-10-19|title = ОВР методом полуреакций|author = |work = Химия и химическая технология в жизни|date = 10.07.2013|publisher = |accessdate = 2015-01-19|archiveurl = https://web.archive.org/web/20150119062158/http://www.chemfive.ru/news/19_ovr_metodom_polureakcij/2013-07-10-19|archivedate = 2015-01-19|deadlink = yes}}</ref>.

== Примечания ==
{{примечания}}

== Литература ==

* {{публикация|книга|заглавие=[[Химическая энциклопедия]]|год=1992|ref=Химическая Энциклопедия|язык=ru|томов=5|ответственный=под ред. И. Л. Кнунянца|место=М.|издательство=Большая Российская энциклопедия|том=3|страниц=639|isbn=5-85270-039-8}}
* Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
* Кери Ф., Сандберг Р., Углублённый курс органической химии, пер. с англ., кн. 2, М., 1981, с. 119-41, 308-43;
* Марч Дж., Органическая химия, пер. с англ., т. 4, М., 1988, с. 259—341;
* Турьяи Я. И., Окислительно-восстановительные реакции и потенциалы в аналитической химии, М., 1989;
* Тодрес 3. В., Электронный перенос в органической и металлоорганической химии, в сб.: Итоги науки и техники. Сер. Органическая химия, т. 12, М., 1989. С. И. Дракин, З. В. Тодрес.

== См. также ==
* [[Кислотно-основные реакции]]

[[Категория:Окислительно-восстановительные реакции|*]]