Окислитель

Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.

• Электрохимическое окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.

Распространённые окислители и их продукты

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород	${𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{𝖧}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}\overline{𝖾}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$ ${𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟦}\overline{𝖾}\mathsf{\to }\mathrm{𝟦}𝖮{𝖧}^{\mathsf{-}}$ ${\text{O}}_2^0+4{\text{e}}^{-}\to 2{\text{O}}^{2-}$	Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде)
O3 озон	$2{\text{O}}_3^0+2{\text{e}}^{-}\to 2{\text{O}}_2^0$	Разные, включая кетоны и альдегиды	+2,07 (в кислой среде)
Пероксиды	$2{\text{O}}^{-}+2{\text{e}}^{-}\to 2{\text{O}}^{2-}$	Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды до сульфатов
Hal2 галогены	$𝖧𝖺l_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}\overline{𝖾}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖧𝖺{𝗅}^{\mathsf{-}}$	Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F2: +2,87 Cl2: +1,36 Br2: +1,04 I2: +0,536
ClO− гипохлориты	$𝖢𝗅{𝖮}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}\overline{𝖾}\mathsf{\to }𝖢{𝗅}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$ $𝖢𝗅{𝖮}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}\overline{𝖾}\mathsf{\to }𝖢{𝗅}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖮{𝖧}^{\mathsf{-}}$	Cl−
ClO3− хлораты	$𝖢𝗅O_{\mathrm{𝟥}}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}{𝖧}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}\overline{𝖾}\mathsf{\to }𝖢{𝗅}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$ $𝖢𝗅O_{\mathrm{𝟥}}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟨}\overline{𝖾}\mathsf{\to }𝖢{𝗅}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}𝖮{𝖧}^{\mathsf{-}}$	Cl−
HNO3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная ${\text{N}}^{5+}+8{\text{e}}^{-}\to {\text{N}}^{3-}$ с активными металлами, концентрированная ${\text{N}}^{5+}+3{\text{e}}^{-}\to {\text{N}}^{2+}$ с тяжёлыми металлами, разбавленная ${\text{N}}^{5+}+3{\text{e}}^{-}\to {\text{N}}^{2+}$ c тяжёлыми металлами, концентрированная ${\text{N}}^{5+}+{\text{e}}^{-}\to {\text{N}}^{4+}$	NH3, NH4+ NO NO NO2
H2SO4, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами ${\text{S}}^{6+}+2{\text{e}}^{-}\to {\text{S}}^{4+}$ с активными металлами ${\text{S}}^{6+}+6{\text{e}}^{-}\to {\text{S}}^0\downarrow$ ${\text{S}}^{6+}+8{\text{e}}^{-}\to {\text{S}}^{2-}$	SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S H2S
Шестивалентный хром	${\text{Cr}}^{6+}+6{\text{e}}^{-}\to 2{\text{Cr}}^{3+}$	Cr3+	+1,33
MnO2 оксид марганца(IV)	${\text{Mn}}^{4+}+2{\text{e}}^{-}\to {\text{Mn}}^{2+}$	Mn2+	+1,23
MnO4− перманганаты	кислая среда ${\text{Mn}}^{7+}+5{\text{e}}^{-}\to {\text{Mn}}^{2+}$ нейтральная среда ${\text{Mn}}^{7+}+3{\text{e}}^{-}\to {\text{Mn}}^{4+}$ сильнощелочная среда $𝖬𝗇𝖮{\mathrm{𝟦}}^{\mathsf{-}}\mathsf{.}\mathsf{.}\mathsf{.}$	Mn2+ MnO2 MnO42−	+1,51 +1,695 +0,564
Катионы металлов и H+	${\text{Me}}^{2+}+2{\text{e}}^{-}\to {\text{Me}}^0\downarrow$ $2{\text{H}}^{+}+2{\text{e}}^{-}\to {\text{H}}_2^0\uparrow$	Me0 H2	См. Электрохимический ряд активности металлов

Зависимость степени окисления от концентрации окислителя

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление. В качестве примера — реакция азотной кислоты с цинком:

• Zn + 4HNO_3(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
• 3Zn + 8HNO_3(40 %) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
• 4Zn + 10HNO_3(20 %) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O
• 5Zn + 12HNO_3(6 %) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O
• 4Zn + 10HNO_3(0.5 %) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Сильные окислители

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объёма азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO₃ + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H₂O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

NOCl=NO + Cl

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе. Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.

Селеновая кислота — одна из немногих неорганических кислот, в концентрированном виде способная окислять золото. Более сильный окислитель даже в умеренно разбавленном растворе, чем серная кислота. Способна к окислению соляной кислоты по уравнению:

${𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖧𝖢𝗅\mathsf{\to }{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

При этом продуктами реакции являются селенистая кислота, свободный хлор и вода. В то же время концентрированная серная кислота не способна окислять HCl.

Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

С₆H₅-CH₂-CH₃ + [O] → C₆H₅COOH + …

C₆H₆ + [O] → HOOC-(CH₂)₄-COOH

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

К сильным окислителям относятся также оксид меди(III), озонид цезия, надпероксид цезия, все оксиды и фториды ксенона.

Очень сильные окислители

Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, фторид серебра(II), катионная форма Ag²⁺, гексафтороникелат(IV) калия. Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.

См. также

• Окислительно-восстановительные реакции