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).
Историческая справка
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
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow} }[/math]
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. Например, в реакции
- [math]\displaystyle{ \mathsf{\stackrel{0}{\mbox {Zn}} + \stackrel{0}{\mbox {Cl}}_{2} \rightarrow \stackrel{+2}{\mbox {Zn}} \stackrel{-1}{\mbox {Cl}}_{2}} }[/math]
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.
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.[2]
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.
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 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, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.
Виды окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{H_2S + Cl_2 \rightarrow S + 2HCl} }[/math]
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2} }[/math]
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{H_2O + Cl_2 \rightarrow HCl + HClO} }[/math]
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{SO_2 + 2H_2S \rightarrow 3S + 2H_2O} }[/math]
Примеры
Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- [math]\displaystyle{ \mathsf{ \stackrel{0}{\mbox {H}}_{2} + \stackrel{0}{\mbox {F}}_{2} \rightarrow 2\stackrel{+1}{\mbox {H}} \stackrel{-1}{\mbox {F}}} }[/math]
Разделяется на две полуреакции:
1) Окисление:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}} }[/math]
2) Восстановление:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {F}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {F}}^{-}} }[/math]
Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается.
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {S}}^{2-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{0} \downarrow} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {Al}}^{0} - 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Al}}^{3+}} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {Fe}}^{2+} - {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Fe}}^{3+}} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{2{\mbox {Hal}}^{-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Hal}}_{2}^{0}} }[/math]
Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {O}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-}} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {Mn}}^{7+} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+}} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {Mn}}^{4+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+}} }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{{\mbox {Cr}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Cr}}^{0}} }[/math]
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[3].
Примечания
- ↑ В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
- ↑ 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. То есть валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
- ↑ ОВР методом полуреакций (недоступная ссылка). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013). Дата обращения: 19 января 2015. Архивировано 19 января 2015 года.
Литература
- 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.