Окислювально-відновлювальні реакції

О́кисно-відно́вна реа́кція (заст. укр. оки́снювально-відно́вна реа́кція) — хімічна реакція, яка відбувається зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів, і реалізується перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.

Опис

У процесі окисно-відновної реакції відновник віддає електрони, тобто окиснюється; окисник приєднує електрони, тобто відновлюється. Причому будь-яка окисно-відновна реакція являє собою єдність двох протилежних перетворень — окиснення та відновлення, що відбуваються одночасно та без відриву одне від одного.

${\displaystyle \mathrm {A-e^{-}\longrightarrow A^{+}} }$

Окиснення: Речовина A як відновник віддає один електрон.

${\displaystyle \mathrm {B+e^{-}\longrightarrow B^{-}} }$

Відновлення: Речовина В як окисник приймає електрон.

${\displaystyle \mathrm {A+B\longrightarrow A^{+}+B^{-}} }$

Окисно-відновна реакція: Речовина А віддає електрон речовині В.

Окиснення

Докладніше: Окиснення

При окисненні речовини в результаті віддачі електронів збільшується її ступінь окиснення. Атоми окисника називаються акцепторами електронів на противагу атомам відновника, що втрачають електрони і тому називаються донорами. У деяких випадках, молекула вихідної сполуки може стати нестабільною та розпастися на стабільніші та дрібніші складові. При цьому деякі з атомів мають більш високий ступінь окиснення, ніж ті ж самі атоми у вихідній молекулі.

Окисник, коли приймає електрони, набуває відновних властивостей та перетворюється в спряжений відновник:

окисник + e− ↔ спряжений відновник.

Відновлення

Докладніше: Відновлення

При відновленні атоми та йони приєднують електрони. При цьому відбувається пониження ступеня окиснення елементу. Приклади: відновлення оксидів металів до вільних металів за допомогою водню, вуглецю, інших речовин; відновлення органічних кислот в альдегіди та спирти; гідрогенізація жирів та ін.

Відновник, що віддає електрони, набуває окиснювальних властивостей та перетворюється у спряжений окисник:

відновник — e− ↔ спряжений окисник.

Види окисно-відновних реакцій

• міжмолекулярні — реакції, в яких атоми, що відновлюються та окиснюються знаходяться в різних молекулах, наприклад:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}S+Cl_{2}\longrightarrow S+2HCl} }$

• внутрішньомолекулярні — реакції, в яких атоми, що відновлюються та окиснюються знаходяться в одній і тій ж самій молекулі, наприклад:

${\displaystyle \mathrm {2H_{2}O\longrightarrow 2H_{2}\uparrow +O_{2}\uparrow } }$

• компропорціонування (репропорціонування)

${\displaystyle \mathrm {NH_{4}NO_{3}\longrightarrow N_{2}O+2H_{2}O} }$

• диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення) — реакції, в яких атоми одного елементу перетворюються на речовину (речовини) зі змінною ступенів окиснення, наприклад:

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow HClO+HCl} }$

Приклади

Перманганат калію (${\displaystyle \mathrm {{K}{\overset {+7}{Mn}}O_{4}} }$) є сильним окисником: він легко окиснює додаваний до нього гліцерин до вуглекислого газу

В окисно-відновних реакціях електрони від одних атомів, молекул чи йонів переходять до інших.

Окиснення

Процес віддачі електронів — окиснення. При цьому ступінь окиснення підвищується:

${\displaystyle {\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}$

${\displaystyle {\mbox{S}}^{-2}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }$

${\displaystyle {\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{+3}}$

${\displaystyle {\mbox{Fe}}^{+2}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{+3}}$

${\displaystyle 2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}$

Відновлення

Процес приєднання електронів — відновлення. При цьому ступінь окиснення понижується:

${\displaystyle {\mbox{Hal}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{Hal}}^{-}}$

${\displaystyle {\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{-2}}$

${\displaystyle {\mbox{Mn}}^{+7}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{+2}}$

${\displaystyle {\mbox{Mn}}^{+4}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{+2}}$

${\displaystyle {\mbox{Cr}}^{+6}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{Cr}}^{+3}}$

Окисно-відновна реакція між воднем та фтором

${\displaystyle {\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}$

Поділяється на дві напівреакції:

1) Окиснення:

${\displaystyle {\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}$

2) Відновлення:

${\displaystyle {\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}$

Атоми та йони, які в даній реакції приєднують електрони є окисниками, а які віддають електрони — відновниками.

Див. також

• Окисно-відновний потенціал
• Реакції відновлення у біологічних системах

Джерела

• Глінка М. Л. Загальна хімія : підручник. — 2-ге вид., перероб. і доп. — Київ : Вища школа, 1982. — 608 с.

Посилання

• ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ // Фармацевтична енциклопедія