Окислительно-восстановительные реакции

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск

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

Историческая справка[править | править вики-текст]

Издавна ученые полагали, что окисление — это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье 1777 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 + 2HCl = FeCl_2 + H_2\uparrow — простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, и тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель — ион водорода[1] — 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. Наприм., в реакции

 \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.

Описание[править | править вики-текст]

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.[2]

Окисление[править | править вики-текст]

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его 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.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + eсопряжённый восстановитель.

Восстановление[править | править вики-текст]

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

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.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — eсопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислительно-восстановительная пара[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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

Н2S + Cl2S + 2HCl

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

2H2O → 2H2 + O2

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

Cl2 + H2OHClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) — реакция, обратная диспропорционированию:

~\mathsf{HOCl + HCl \rightarrow\ H_2O + Cl_2}

Примеры[править | править вики-текст]

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

 \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:

 {\mbox  {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}

2) Восстановление:

 {\mbox  {F}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {F}}^{-}

Окисление, восстановление[править | править вики-текст]

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

 {\mbox  {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}
 {\mbox {S}}^{2-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {S}}^{0} \downarrow
 {\mbox {Al}}^{0} - 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Al}}^{3+}
 {\mbox {Fe}}^{2+} - {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Fe}}^{3+}
 2{\mbox {Hal}}^{-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Hal}}_{2}^{0}

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

 {\mbox  {Hal}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {Hal}}^{-}
 {\mbox  {O}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-}
 {\mbox  {Mn}}^{7+} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+}
 {\mbox  {Mn}}^{4+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+}
 {\mbox  {Cr}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Cr}}^{0}

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

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещенный в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
  2. 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. Т.е. валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется ввиду в т.ч. и валентности.

Литература[править | править вики-текст]

  • Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
  • Кери Ф., Сандберг Р., Углубленный 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.

Ссылки[править | править вики-текст]