Окислительно-восстановительные реакции

Шаблон:Универсальная карточка Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. Шаблон:Lang-en, от Шаблон:Lang-en2 — восстановление-окисление) — химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующиеся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором)Шаблон:Sfn.

Историческая справка

Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества, термин которого ввёл Иоганн Бехер), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

$𝖥𝖾\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖧𝖢𝗅\mathsf{\to }𝖥𝖾𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

В этой реакции окислитель — ион водорода — HШаблон:Sup, а железо выступает в роли восстановителя.

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

$\stackrel{0}{\text{Zn}}\mathsf{+}{\stackrel{0}{\text{Cl}}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\stackrel{+2}{\text{Zn}}{\stackrel{-1}{\text{Cl}}}_{\mathrm{𝟤}}$

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.

Окисление

Шаблон:Основная статья Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — 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 — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Восстановление

Шаблон:Main Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

Также при восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):

окислитель + e⁻ ↔ 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 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:

${𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖧𝖢𝗅$

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

$\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

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

${𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }𝖧𝖢𝗅\mathsf{+}𝖧𝖢𝗅𝖮$

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

$𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{\to }\mathrm{𝟥}𝖲\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

${\stackrel{0}{\text{H}}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{\stackrel{0}{\text{F}}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}\stackrel{+1}{\text{H}}\stackrel{-1}{\text{F}}$

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

${\text{H}}_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{-}\mathrm{𝟤}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{\text{H}}^{\mathsf{+}}$

2) Восстановление:

${\text{F}}_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{\text{F}}^{\mathsf{-}}$

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

${\text{H}}_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{-}\mathrm{𝟤}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{\text{H}}^{\mathsf{+}}$

${\text{S}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}\mathsf{-}\mathrm{𝟤}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{S}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{\downarrow }$

${\text{Al}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{-}\mathrm{𝟥}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{Al}}^{\mathrm{𝟥}\mathsf{+}}$

${\text{Fe}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{+}}\mathsf{-}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{Fe}}^{\mathrm{𝟥}\mathsf{+}}$

$\mathrm{𝟤}{\text{Hal}}^{\mathsf{-}}\mathsf{-}\mathrm{𝟤}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{Hal}}_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟢}}$

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

${\text{O}}_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟢}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{\text{O}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}$

${\text{Mn}}^{\mathrm{𝟩}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟧}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{Mn}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{+}}$

${\text{Mn}}^{\mathrm{𝟦}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{Mn}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{+}}$

${\text{Cr}}^{\mathrm{𝟨}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathrm{𝟨}{\text{e}}^{\mathsf{-}}\mathsf{\to }{\text{Cr}}^{\mathrm{𝟢}}$

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 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 термохимических уравнениях. Различают два метода уравнивания ОВР: метод 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.

Литература

• Шаблон:Публикация
• 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