Окисно-відновна реакція

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук

О́кисно-відно́вна реа́кція (заст. 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[ред.ред. код]

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.

\mathrm{A \longrightarrow A^+ + e^-}
Окиснення: Речовина A як відновник віддає один електрон.
\mathrm{B + e^- \longrightarrow B^-}
Відновлення: Речовина В як окисник приймає електрон.
\mathrm{A + B \longrightarrow A^+ + B^-}
Окисно-відновна реакція: Речовина А віддає електрон речовині В.

Окиснення[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

\mathrm{H_2S + Cl_2 \longrightarrow S + 2HCl}
\mathrm{2H_2O \longrightarrow 2H_2\uparrow + O_2\uparrow}
  • репропорціонування (компропорціонування)
\mathrm{NH_4NO_3 \longrightarrow N_2O + 2H_2O}
\mathrm{Cl_2 + H_2O \longrightarrow HClO + HCl}

Приклади[ред.ред. код]

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

Окиснення[ред.ред. код]

Процес віддачі електронівокиснення. При цьому ступінь окиснення підвищується:

 {\mbox  {H}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {H}}^{+}
 {\mbox {S}}^{-2} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {S}}^{0} \downarrow
 {\mbox {Al}}^{0} - 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Al}}^{+3}
 {\mbox {Fe}}^{+2} - {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Fe}}^{+3}
 2{\mbox {Hal}}^{-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox  {Hal}}_{2}^{0}

Відновлення[ред.ред. код]

Процес приєднання електроніввідновлення. При цьому ступінь окиснення понижується:

 {\mbox  {Hal}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {Hal}}^{-}
 {\mbox  {O}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{-2}
 {\mbox  {Mn}}^{+7} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{+2}
 {\mbox  {Mn}}^{+4} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{+2}
 {\mbox  {Cr}}^{+6} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {Cr}}^{+3}

Окисно-відновна реакція між воднем та фтором[ред.ред. код]

 \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:

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

2) Відновлення:

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

Атоми та йон 76и, які в даній реакції приєднують електрони є окисниками, а які віддають електрони — відновниками.

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • М. Л. Глінка (1982). Загальна хімія (Підручник) (вид. 2-ге, перероб. і доп.). Київ: «Вища школа». с. 608. 


Реторта Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.

[[Категорія:Хімічні реакції ]