Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике.

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путем перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными.

Реакции, связанные с передачей электронов, в результате этого изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов, называются окислительно-восстановительными.

Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окис-ления». Степень окисления ― понятие условное, так как большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью.

Число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам или от других атомов к атомам данного элемента, называется степенью окисления (окислительное число, о.ч.).

Электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому, называется степенью окисления (окислительное число, о.ч.).

Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна. Степень окисления элемента в соединении вычисляется:

1. степень окисления элементов в простых веществах принимается равной нулю (Zn^о, Fe^о, Cd^о, О₂^о, N₂^о);

2. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы равна нулю

+1+6-2      +1 +6 -2      +4 -2        -4+1         +1 -2

H₂SO₄        K₂CrO₄        CO₂          CH₄           H₂O;

+2+6-8=0     +2+6-8=0     +4-4=0     -4+4=0    +2-2=0

;

3. постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II (+2), цинк и кадмий (+2), алюминий (+3);

4. водород проявляет степень окисления (+1) во всех соединениях, кроме гидридов металлов (МеН_х), где степень окисления его равна (-1);

5. степень окисления кислорода в соединениях равна (-2), за исключением пероксидов (Н₂Э₂) (-1) и фторида кислорода (ОF₂) (+2);

6. фтор во всех соединения (–1);

7) все металлы имеют положительную степень окисления.

Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предска­зания направления течения и продуктов химических реакций и т.д.

Для объяснения окислительно-восстановительных реакций в настоящее время применяют электронную теорию Я.И. Михайленко и Л.В. Писаржевского (1904 г.). Её основные положения:

- процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, называется окислением.При окисле́нии атома, молекулы или иона в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении мо-лекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части. При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. При окислении степень окисления повышается

- процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, называется восста-новлением. При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента

- частицы (атом, молекула или ион), принимающие электроны, называются окислителями, иными словами, окислитель — это акцепторэлектронов.

       Окислителями могут быть:

1.  Нейтральные молекулы неметаллов (…);

2. Положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (…);

3. Сложные кислородосодержащие ионы в высшей степени окисления кислородообразующего элемента (…);

4. Анод.

В качестве окислителей на практике используют: O₂, Cl₂, Br₂, J₂, O₃, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO_4(к), CuO, Ag₂O, PbO₂, (NH₄)₂S₂O₈.

Вещества, в которых элемент имеет промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (,…).

Распространенные окислители и их продукты

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород		Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде)
O3 озон		Разные, включая кетоны и альдегиды
Пероксиды		Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O
Hal2 галогены		Hal^−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F2: +2,87 Cl2: +1,36 Br2: +1,04 I2: +0,536
ClO^− гипохлориты		Cl^−
ClO3^− хлораты		Cl^−
HNO3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная с активными металлами, концентрированная с тяжёлыми металлами, разбавленная c тяжёлыми металлами, концентрированная	NH3, NH4^+ NO NO NO2
H2SO4, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами с активными металлами	SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S H2S
Шестивалентный хром		Cr^3+	+1,33
MnO2 оксид марганца(IV)		Mn^2+	+1,23
MnO4^− перманганаты	кислая среда нейтральная среда сильнощелочная среда	Mn^2+ MnO2 MnO4^2−	+1,51 +1,695 +0,564
Катионы металлов и H^+		Me^0 H2	см. Электрохимический ряд активности металлов

- частицы (атом, молекула или ион), отдающие электроны, называются восстановителями.

    Восстановителями могут быть:

1. Нейтральные атомы металлов и некоторые неметаллы (Zn^о, Mg^о, C^о и др.)

2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S^-2, J^-,…);

3. Положительно заряженные ионы металлов с низшей  степенью окисления (Sn⁺², Pb⁺²);

4. Сложные кислородосодержащие ионы с низшей степенью окисления (,);

5. Катод.

 Наиболее употребляемыми восстановителями на практике являются: C, CO, H₂  , Zn, Ca, Mg, Al, Fe, H₂S, Na, Na₂S, Na₂S₂O₃, HI, KI, HBr, HCl, SnCl₂, NH₃, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

Мнемонические правила для запоминанияпроцессов окисления-восстановления, а также свойств окислителей и восстановителей:

1. Отдать — Окислиться, Взять — Восстановиться.

2. Окислитель — это грабитель (в процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель присоединяет электроны). Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. Отдает грабителю, злодею-окислителю.

3. ПВО — Присоединяет (электроны), Восстанавливается, является Окислителем.

4. Отдает — окисляется, сам Восстановителем является.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой диалектическое единство одновременно протекающих двух противоположных процессов – окисления и восстановления. В этих реакциях число  электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.