Окислитель

Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.

Электрохимическое окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.

Распространённые окислители и их продукты

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O₂ кислород	[math]\displaystyle{ \mathsf{O_2 +4H^+ + 4\overline{e} \rightarrow 2H_2O} }[/math] [math]\displaystyle{ \mathsf{O_2 + 2H_2O + 4\overline{e} \rightarrow 4OH^-} }[/math] [math]\displaystyle{ {\mbox {O}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-} }[/math]	Разные, включая оксиды, H₂O и CO₂	+1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде)
O₃ озон	[math]\displaystyle{ 2{\mbox {O}}_{3}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}_{2}^{0} }[/math]	Разные, включая кетоны и альдегиды	+2,07 (в кислой среде)
Пероксиды	[math]\displaystyle{ 2 {\mbox {O}}^{-} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-} }[/math]	Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды до сульфатов
Hal₂ галогены	[math]\displaystyle{ \mathsf{Hal_2^0 + 2\overline{e} \rightarrow 2Hal^-} }[/math]	Hal⁻; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F₂: +2,87 Cl₂: +1,36 Br₂: +1,04 I₂: +0,536
ClO⁻ гипохлориты	[math]\displaystyle{ \mathsf{ClO^- + 2H^+ + 2\overline{e}\rightarrow Cl^- + H_2O} }[/math] [math]\displaystyle{ \mathsf{ClO^- + H_2O + 2\overline{e} \rightarrow Cl^- + 2OH^-} }[/math]	Cl⁻
ClO₃⁻ хлораты	[math]\displaystyle{ \mathsf{ClO_3^- + 6H^+ + 6\overline{e}\rightarrow Cl^- + 3H_2O} }[/math] [math]\displaystyle{ \mathsf{ClO_3^- + 3H_2O + 6\overline{e} \rightarrow Cl^- + 6OH^-} }[/math]	Cl⁻
HNO₃ азотная кислота	с активными металлами, разбавленная [math]\displaystyle{ {\mbox {N}}^{5+} + 8{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{3-} }[/math] с активными металлами, концентрированная [math]\displaystyle{ {\mbox {N}}^{5+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{2+} }[/math] с тяжёлыми металлами, разбавленная [math]\displaystyle{ {\mbox {N}}^{5+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{2+} }[/math] c тяжёлыми металлами, концентрированная [math]\displaystyle{ {\mbox {N}}^{5+} + {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{4+} }[/math]	NH₃, NH₄⁺ NO NO NO₂
H₂SO₄, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами [math]\displaystyle{ {\mbox {S}}^{6+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{4+} }[/math] с активными металлами [math]\displaystyle{ {\mbox {S}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{0} \downarrow }[/math] [math]\displaystyle{ {\mbox {S}}^{6+} + 8{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{2-} }[/math]	SO₂; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S H₂S
Шестивалентный хром	[math]\displaystyle{ {\mbox {Cr}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {Cr}}^{3+} }[/math]	Cr³⁺	+1,33
MnO₂ оксид марганца(IV)	[math]\displaystyle{ {\mbox {Mn}}^{4+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+} }[/math]	Mn²⁺	+1,23
MnO₄⁻ перманганаты	кислая среда [math]\displaystyle{ {\mbox {Mn}}^{7+} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+} }[/math] нейтральная среда [math]\displaystyle{ {\mbox {Mn}}^{7+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{4+} }[/math] сильнощелочная среда [math]\displaystyle{ \mathsf{MnO4^- ...} }[/math]	Mn²⁺ MnO₂ MnO₄²⁻	+1,51 +1,695 +0,564
Катионы металлов и H⁺	[math]\displaystyle{ {\mbox {Me}}^{2+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Me}}^{0} \downarrow }[/math] [math]\displaystyle{ 2 {\mbox {H}}^{+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {H}}_{2}^{0} \uparrow }[/math]	Me⁰ H₂	См. Электрохимический ряд активности металлов

Зависимость степени окисления от концентрации окислителя

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление. В качестве примера — реакция азотной кислоты с цинком:

Zn + 4HNO_3(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
3Zn + 8HNO_3(40 %) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
4Zn + 10HNO_3(20 %) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O
5Zn + 12HNO_3(6 %) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O
4Zn + 10HNO_3(0.5 %) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Сильные окислители

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объёма азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO₃ + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H₂O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

NOCl=NO + Cl

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе. Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.

Селеновая кислота — одна из немногих неорганических кислот, в концентрированном виде способная окислять золото. Более сильный окислитель даже в умеренно разбавленном растворе, чем серная кислота. Способна к окислению соляной кислоты по уравнению:

[math]\displaystyle{ \mathsf{H_2SeO_4 + 2HCl \rightarrow H_2SeO_3 + Cl_2 + H_2O} }[/math]

При этом продуктами реакции являются селенистая кислота, свободный хлор и вода. В то же время концентрированная серная кислота не способна окислять HCl.

Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

С₆H₅-CH₂-CH₃ + [O] → C₆H₅COOH + …

C₆H₆ + [O] → HOOC-(CH₂)₄-COOH

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

К сильным окислителям относятся также оксид меди(III), озонид цезия, надпероксид цезия, все оксиды и фториды ксенона.

Очень сильные окислители

Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, фторид серебра(II), катионная форма Ag²⁺, гексафтороникелат(IV) калия. Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.

См. также

Окислительно-восстановительные реакции