Окислительно-восстановительные реакции

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные 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).

Окислительно-восстановительные реакции
Медиафайлы на Викискладе

Историческая справкаПравить

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

$\mathsf{F}\mathsf{e}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{F}\mathsf{e}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$$\mathsf{Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow}$ 

В этой реакции окислитель — ион водорода — H⁺, 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{\mathsf{0}}{\mathsf{\text{Zn}}}\mathsf{+}{\stackrel{\mathsf{0}}{\mathsf{\text{Cl}}}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\stackrel{\mathsf{+}\mathsf{2}}{\mathsf{\text{Zn}}}{\stackrel{\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{1}}{\mathsf{\text{Cl}}}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{\mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}$ 

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

ОписаниеПравить

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.

ОкислениеПравить

Основная статья: Окисление

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.

ВосстановлениеПравить

Основная статья: Восстановление

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 параПравить

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 реакцийПравить

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

${\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}$${\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}$ 

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

$\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}$ 

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

${\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{O}$${\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\rightarrow HCl+HClO}}$ 

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

$\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{3}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}$ 

ПримерыПравить

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

${\stackrel{\mathsf{0}}{\mathsf{\text{H}}}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\stackrel{\mathsf{0}}{\mathsf{\text{F}}}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}\stackrel{\mathsf{+}\mathsf{1}}{\mathsf{\text{H}}}\stackrel{\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{1}}{\mathsf{\text{F}}}$${\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}$ 

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

${\mathsf{\text{H}}}_{\mathsf{2}}^{\mathsf{0}}\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{2}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}{\mathsf{\text{H}}}^{\mathsf{+}}$${\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}$ 

2) Восстановление:

${\mathsf{\text{F}}}_{\mathsf{2}}^{\mathsf{0}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}{\mathsf{\text{F}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}$${\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}$ 

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

${\mathsf{\text{H}}}_{\mathsf{2}}^{\mathsf{0}}\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{2}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}{\mathsf{\text{H}}}^{\mathsf{+}}$${\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}$ 

${\mathsf{\text{S}}}^{\mathsf{2}\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{2}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{S}}}^{\mathsf{0}}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->$${\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}$ 

${\mathsf{\text{Al}}}^{\mathsf{0}}\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{3}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{Al}}}^{\mathsf{3}\mathsf{+}}$${\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}$ 

${\mathsf{\text{Fe}}}^{\mathsf{2}\mathsf{+}}\mathsf{-<!--\; -\; -->}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{Fe}}}^{\mathsf{3}\mathsf{+}}$${\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}$ 

$\mathsf{2}{\mathsf{\text{Hal}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\mathsf{-<!--\; -\; -->}\mathsf{2}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{Hal}}}_{\mathsf{2}}^{\mathsf{0}}$${\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}$ 

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

${\mathsf{\text{O}}}_{\mathsf{2}}^{\mathsf{0}}\mathsf{+}\mathsf{4}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}{\mathsf{\text{O}}}^{\mathsf{2}\mathsf{-<!--\; -\; -->}}$${\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}$ 

${\mathsf{\text{Mn}}}^{\mathsf{7}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{5}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{Mn}}}^{\mathsf{2}\mathsf{+}}$${\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}$ 

${\mathsf{\text{Mn}}}^{\mathsf{4}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{Mn}}}^{\mathsf{2}\mathsf{+}}$${\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}$ 

${\mathsf{\text{Cr}}}^{\mathsf{6}\mathsf{+}}\mathsf{+}\mathsf{6}{\mathsf{\text{e}}}^{\mathsf{-<!--\; -\; -->}}\to <!--\; \to \; -->{\mathsf{\text{Cr}}}^{\mathsf{0}}$${\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{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 из курса физической химии. 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, 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.

ЛитератураПравить

• 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. такжеПравить

• Кислотно-основные реакции