Окислительно-восстановительные реакции

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 путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

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

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 + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

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 — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

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, т.е. восстановлением, другая — с отдачей электронов, т.е. окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций

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

Н₂S + Cl₂ → S + 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 + H₂O → HClO + HCl

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

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Примеры

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

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

• Окислитель
• Восстановитель
• Электролиз
• Электрохимия
• Окислительно-восстановительные реакции в биохимии

Ссылки

• Окислительно-восстановительные реакции в органической химии