Окислитель
Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.
В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.
- [[Электрохимическое окислениепозволяет окислять практически любые вещества на , в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролиз]]ом расплавов фторидов.
Содержание
1 Распространённые окислители и их продукты
2 Зависимость степени окисления от концентрации окислителя
3 Сильные окислители
4 Очень сильные окислители
5 См. также
Распространённые окислители и их продукты |
| Окислитель | Полуреакции | Продукт | Стандартный потенциал, В |
|---|---|---|---|
| O2кислород | O20+4e−→2O2−{displaystyle {mbox{O}}_{2}^{0}+4{mbox{e}}^{-}rightarrow 2{mbox{O}}^{2-}}  | Разные, включая оксиды, H2O и CO2 | +1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде) |
| O3озон | 2O30+2e−→2O20{displaystyle 2{mbox{O}}_{3}^{0}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow 2{mbox{O}}_{2}^{0}}  | Разные, включая кетоны и альдегиды | +2,07 (в кислой среде) |
| Пероксиды | 2O−+2e−→2O2−{displaystyle 2{mbox{O}}^{-}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow 2{mbox{O}}^{2-}}  | Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O | |
| Hal2галогены | Hal20+2e−→2Hal−{displaystyle {mbox{Hal}}_{2}^{0}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow 2{mbox{Hal}}^{-}}  | Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов | F2: +2,87 Cl2: +1,36 |
| ClO−гипохлориты | Cl− | ||
| ClO3−хлораты | Cl− | ||
| HNO3азотная кислота | с активными металлами, разбавленная N5++8e−→N3−{displaystyle {mbox{N}}^{5+}+8{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{N}}^{3-}} с активными металлами, концентрированная N5++3e−→N2+{displaystyle {mbox{N}}^{5+}+3{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{N}}^{2+}} с тяжёлыми металлами, разбавленная N5++3e−→N2+{displaystyle {mbox{N}}^{5+}+3{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{N}}^{2+}} c тяжёлыми металлами, концентрированная N5++e−→N4+{displaystyle {mbox{N}}^{5+}+{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{N}}^{4+}} | NH3, NH4+
NO2 | |
| H2SO4, конц. серная кислота | c неметаллами и тяжёлыми металлами S6++2e−→S4+{displaystyle {mbox{S}}^{6+}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{S}}^{4+}} с активными металлами S6++6e−→S0↓{displaystyle {mbox{S}}^{6+}+6{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{S}}^{0}downarrow } S6++8e−→S2−{displaystyle {mbox{S}}^{6+}+8{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{S}}^{2-}} | SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S
| |
Шестивалентный хром | Cr6++6e−→2Cr3+{displaystyle {mbox{Cr}}^{6+}+6{mbox{e}}^{-}rightarrow 2{mbox{Cr}}^{3+}}  | Cr3+ | +1,33 |
| MnO2оксид марганца(IV) | Mn4++2e−→Mn2+{displaystyle {mbox{Mn}}^{4+}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{Mn}}^{2+}}  | Mn2+ | +1,23 |
| MnO4−перманганаты | кислая среда Mn7++5e−→Mn2+{displaystyle {mbox{Mn}}^{7+}+5{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{Mn}}^{2+}} нейтральная среда Mn7++3e−→Mn4+{displaystyle {mbox{Mn}}^{7+}+3{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{Mn}}^{4+}} сильнощелочная среда Mn7++e−→Mn6+{displaystyle {mbox{Mn}}^{7+}+{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{Mn}}^{6+}} | Mn2+
| +1,51
|
| Катионы металлов и H+ | Me2++2e−→Me0↓{displaystyle {mbox{Me}}^{2+}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{Me}}^{0}downarrow }  2H++2e−→H20↑{displaystyle 2{mbox{H}}^{+}+2{mbox{e}}^{-}rightarrow {mbox{H}}_{2}^{0}uparrow } | Me0 H2 | См. Электрохимический ряд активности металлов |
Зависимость степени окисления от концентрации окислителя |
Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление.
В качестве примера — реакция азотной кислоты с цинком:
- Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
- 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
- 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
- 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Сильные окислители |
Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объёма азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.
- HNO3 + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H2O
Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:
NOCl=NO + Cl
Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе.
Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.
Селеновая кислота — одна из немногих неорганических кислот, в концентрированном виде способная окислять золото. Более сильный окислитель даже в умеренно разбавленном растворе, чем серная кислота. Способна к окислению соляной кислоты по уравнению:
- H2SeO4+2HCl→H2SeO3+Cl2+H2O{displaystyle {mathsf {H_{2}SeO_{4}+2HClrightarrow H_{2}SeO_{3}+Cl_{2}+H_{2}O}}}
- H2SeO4+2HCl→H2SeO3+Cl2+H2O{displaystyle {mathsf {H_{2}SeO_{4}+2HClrightarrow H_{2}SeO_{3}+Cl_{2}+H_{2}O}}}
При этом продуктами реакции являются селенистая кислота, свободный хлор и вода. В то же время концентрированная серная кислота не способна окислять HCl.
Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:
- С6H5-CH2-CH3 + [O] → C6H5COOH + …
- C6H6 + [O] → HOOC-(CH2)4-COOH
Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
К сильным окислителям относятся также оксид меди(III), озонид цезия, надпероксид цезия, все фториды ксенона.
Очень сильные окислители |
Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, фторид серебра(II), катионная форма Ag2+, гексафтороникелат(IV) калия. Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.
См. также |
- Окислительно-восстановительные реакции
 | Это заготовка статьи по химии. Вы можете помочь проекту, дополнив её. |
