Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), или 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), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Пример

Пример окислительно-восстановительной реакции:
2Na_(тв) + Cl_{2 (г)} → 2NaCl_(тв)
Атомы натрия окисляются до катионов натрия Na⁺ (Na → Na⁺ + 1e^-), атомы хлора восстанавливаются до анионов Cl^- (Cl₂ + 2e^- → 2Cl^-), данные реакции происходят одновременно.

Степень окисления

В нейтральном атоме количество электронов численно равно электрическому заряду атома. Степень окисления - это условное обозначение разницы между количеством электронов данного атома и количеством электронов в нейтральном состоянии. Степень окисления обозначается цифрой и знаком плюс или минус над названием атома. Плюс ставится когда заряд атома математически положителен, минус - если отрицателен. Например, кальций - в нейтральном состоянии имеет 20 электронов. Ca⁺² - ион кальция со степенью окисления "+2", т.е. у данного катиона 18 электронов.

Простое вещество - это вещество, молекулы которого состоят из одинаковых атомов, например O, O₂, O₃ и другие. Степень окисления атома простого вещества всегда равна нулю.

Металлы первой и второй группы имеют степень окисления 1 и 2 соответственно.

В соединениях фтор всегда имеет степень окисления "-1". Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления "-2", кроме пероксидов, в которых степень окисления равна -1: O^-. Водород имеет степень окисления "-1" в гидридах металлов (NaH, CaH₂, и другие), в остальных случаях водрод имеет степень окисления "+1".

Окисление и восстановление

Процесс, в котором вещество отдаёт электроны называется окислением - степень окисления повышается. Обратный процесс - принятие электронов, называется восстановлением. Оба процесса происходят одновременно: в результате окисления одного элемента восстанавливается другой.

В качестве восстановителя чаще всего используются:

• Металлы
• Водород
• Уголь
• Окись углерода (II) (CO)
• Сероводород (H₂S)
• Оксид серы (IV) (SO₂)
• Сернистая кислота H₂SO₃ и её соли
• Галогеноводородные кислоты и их соли
• Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃
• Азотистая кислота HNO₂
• Аммиак NH₃
• Гидразин NH₂NH₂
• Оксид азота(II) (NO)
• Катод при электролизе

В качестве окислителя используются:

• Галогены
• Перманганат калия(KMnO₄)
• Манганат калия (K₂MnO₄)
• Оксид марганца (IV) (MnO₂)
• Дихромат калия (K₂Cr₂O₇)
• Хромат калия (K₂CrO₄)
• Азотная кислота (HNO₃)
• Концентрированный раствор серной кислоты (H₂SO₄)
• Оксид меди(II) (CuO)
• Оксид свинца(IV) (PbO₂)
• Оксид серебра (Ag₂O)
• Пероксид водорода (H₂O₂)
• Хлорид железа(III) (FeCl₃)
• Бертоллетова соль (KClO₃)
• Анод при электролизе

Также существуют вещества, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от условий проведения реакции. В основном, это вещества с атомами в промежуточной степени окисления:

• Оксид серы (IV) (SO2)
• Сернистая кислота H2SO3 и её соли
• Пероксид водорода (H2O2)
• Азотистая кислота HNO2 и ее соли

Уравнение редокс

Реакция редокс (с английского redox - reduction–oxidation) уравнивается в два этапа: реакция разбивается на две полуреакции - окисления и восстановления, каждая из них математически уравнивается относительно массы вещества и затем по количеству электронов, затем обе реакции совмещаются, уравнивая количество электронов в обеих реакциях.

Рассмотрим на примере реакции
Fe²⁺_(р-р) + I_{2 (тв)} ↔ Fe³⁺ + I^-_(р-р)

1. Разобьём реакцию:
Fe²⁺ → Fe³⁺ — окисление
I₂ → I^- — восстановление

2. Уравняем по массе:
Fe²⁺ - e^- → Fe³⁺ — окисление
I₂ + 2e^- → 2I^- — восстановление

3. Приведём уравнение:
2Fe²⁺_(р-р) + I_{2 (тв)} ↔ 2Fe³⁺ + 2I^-_(р-р)

Калькулятор ОВР