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).
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
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
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.
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]
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):
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):
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.
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных
веществ, например:
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
Разделяется на две полуреакции:
1) Окисление:
2) Восстановление:
Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается.
Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:
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].
↑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 (неопр.). Химия и химическая технология в жизни (10 июля 2013). Дата обращения: 19 января 2015. Архивировано из оригинала 19 января 2015 года.
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.