Окислители и восстановители

Окисли́тели и восстанови́тели — вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР), при которых происходит перенос электронов между атомами. Окислитель — это атом или ион, принимающий электроны (акцептор), его степень окисления понижается. Восстановитель — атом или ион, отдающий электроны (донор), его степень окисления повышается^[1].

Окисление — процесс отдачи электронов атомом или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления.
Восстановление — процесс присоединения электронов атомом или ионом, приводящий к понижению степени окисления.
Степень окисления — условный заряд атома в соединении, рассчитываемый исходя из предположения полной ионности связи.

Окислитель	Полуреакция	Продукт	Стандартный потенциал, В
Кислород (O₂)	${\mathsf {O_{2}+4H^{+}+4e^{-}\rightarrow 2H_{2}O}}$	Вода (H₂O)	+1,23 (в кислой среде)
Озон (O₃)	${\mathsf {O_{3}+2H^{+}+2e^{-}\rightarrow O_{2}+H_{2}O}}$	Кислород (O₂)	+2,07
Галогены (Hal₂)	${\mathsf {Hal_{2}+2e^{-}\rightarrow 2Hal^{-}}}$	Галогениды (Hal^-)	F₂: +2,87 Cl₂: +1,36
Перманганат-ион (MnO₄^-)	${\mathsf {MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e^{-}\rightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O}}$	Ион марганца(II) (Mn²⁺)	+1,51
Ион хрома(VI) (Cr₂O₇^2-)	${\mathsf {Cr_{2}O_{7}^{2-}+14H^{+}+6e^{-}\rightarrow 2Cr^{3+}+7H_{2}O}}$	Ион хрома(III) (Cr³⁺)	+1,33

Металлы: например, цинк (Zn) отдаёт электроны:

${\mathsf {Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^{-}}}$

Водород (H₂): выступает как восстановитель:

${\mathsf {H_{2}\rightarrow 2H^{+}+2e^{-}}}$

Сероводород** (H₂S): отдаёт электроны с образованием серы:

${\mathsf {H_{2}S\rightarrow S+2H^{+}+2e^{-}}}$

Межмолекулярные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

Пример:

${\mathsf {Zn+Cu^{2+}\rightarrow Zn^{2+}+Cu}}$

Внутримолекулярные реакции

Окисление и восстановление происходят внутри одной молекулы.

Пример:

${\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}$

Диспропорционирование

Один элемент одновременно окисляется и восстанавливается.

Пример:

${\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightarrow HCl+HClO}}$

Конпропорционирование

Разные степени окисления элемента переходят в одну промежуточную.

Пример:

${\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}$ ^[2].

Для балансировки ОВР используются методы электронного баланса и полуреакций.

Пример уравнивания реакции между железом и хлором:

1. Определение степеней окисления:

${\mathsf {Fe^{0}+Cl_{2}^{0}\rightarrow Fe^{+3}Cl_{3}^{-1}}}$

2. Составление полуреакций:

Окисление железа:

${\mathsf {Fe^{0}-3e^{-}\rightarrow Fe^{+3}}}$

Восстановление хлора:

${\mathsf {Cl_{2}^{0}+2e^{-}\rightarrow 2Cl^{-1}}}$

3. Уравнивание электронов:

Наименьшее общее кратное для электронов — 6.
Умножаем первую полуреакцию на 2:

${\mathsf {2Fe^{0}-6e^{-}\rightarrow 2Fe^{+3}}}$

Умножаем вторую на 3:

${\mathsf {3Cl_{2}^{0}+6e^{-}\rightarrow 6Cl^{-1}}}$

4. Суммирование полуреакций:

${\mathsf {2Fe^{0}+3Cl_{2}^{0}\rightarrow 2FeCl_{3}}}$

Понимание свойств окислителей и восстановителей важно для прогнозирования и уравнивания окислительно-восстановительных реакций. ОВР широко распространены в химии и лежат в основе многих природных и технологических процессов, включая горение, дыхание и коррозию металлов^[2]^[1].

↑ ¹ ² Окислительно-восстановительные реакции (неопр.). Вперёд к знаниям.
↑ ¹ ² Окислительно-восстановительные реакции (неопр.). ЕГЭ на 100.

Габриелян О. С., Остроумов И. Г., Ахлебинин А. К. Химия. 7 класс. (рус.). — "Дрофа", 2019. — 161 с.
Габриелян О. С., Остроумов И. Г., Сладков С.А. Химия. 8 класс. Базовый уровень. (рус.). — «Просвещение», 2024. — 176 с.
Габриелян О. С. Химия. 8 класс. (рус.). — "Дрофа", 2019. — 284 с.
Габриелян О. С., Остроумов И. Г., Сладков С.А. Химия. 9 класс. (рус.). — «Просвещение», 2023. — 224 с.
Ерёмин В. В., Кузьменко Н. Е., Дроздов А. А. и др. Химия. 9 класс. (рус.). — 2022. — 291 с.

[знание-1] ¹ ² Окислительно-восстановительные реакции (неопр.). Вперёд к знаниям.

[егэ-2] ¹ ² Окислительно-восстановительные реакции (неопр.). ЕГЭ на 100.

[1]

[2]

Окислители и восстановители

Основные понятия

Распространённые окислители и их продукты

Распространённые восстановители

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные реакции

Внутримолекулярные реакции

Диспропорционирование

Конпропорционирование

Уравнивание окислительно-восстановительных реакций

Заключение

Примечания

Литература

Категории