Русская Википедия: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 окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.
Распространённые окислители и их продукты
| Окислитель | Полуреакции | Продукт | Стандартный потенциал, В |
|---|---|---|---|
| O2 кислород | <math>\mathsf{O_2 +4H^+ + 4\overline{e} \rightarrow 2H_2O}</math>
<math>\mathsf{O_2 + 2H_2O + 4\overline{e} \rightarrow 4OH^-}</math> <math> {\mbox {O}}_{2}^{0} + 4{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-} </math> |
Разные, включая оксиды, H2O и CO2 | +1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде) |
| O3 озон | <math> 2{\mbox {O}}_{3}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}_{2}^{0} </math> | Разные, включая кетоны и альдегиды | +2,07 (в кислой среде) |
| Пероксиды | <math>2 {\mbox {O}}^{-} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {O}}^{2-} </math> | Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды до сульфатов | |
| Hal2 галогены | <math>\mathsf{Hal_2^0 + 2\overline{e} \rightarrow 2Hal^-}</math> | Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов | F2: +2,87 Cl2: +1,36 |
| ClO− гипохлориты | <math>\mathsf{ClO^- + 2H^+ + 2\overline{e}\rightarrow Cl^- + H_2O}</math>
<math>\mathsf{ClO^- + H_2O + 2\overline{e} \rightarrow Cl^- + 2OH^-}</math> |
Cl− | |
| ClO3− хлораты | <math>\mathsf{ClO_3^- + 6H^+ + 6\overline{e}\rightarrow Cl^- + 3H_2O}</math>
<math>\mathsf{ClO_3^- + 3H_2O + 6\overline{e} \rightarrow Cl^- + 6OH^-}</math> |
Cl− | |
| HNO3 азотная кислота | с активными металлами, разбавленная
<math> {\mbox {N}}^{5+} + 8{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{3-} </math> с активными металлами, концентрированная <math> {\mbox {N}}^{5+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{2+} </math> с тяжёлыми металлами, разбавленная <math> {\mbox {N}}^{5+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{2+} </math> c тяжёлыми металлами, концентрированная <math> {\mbox {N}}^{5+} + {\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {N}}^{4+} </math> |
NH3, NH4+
NO2 |
|
| H2SO4, конц. серная кислота | c неметаллами и тяжёлыми металлами
<math> {\mbox {S}}^{6+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{4+} </math> с активными металлами <math> {\mbox {S}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{0} \downarrow </math> <math> {\mbox {S}}^{6+} + 8{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {S}}^{2-} </math> |
SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы
S
|
|
| Шестивалентный хром | <math> {\mbox {Cr}}^{6+} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {Cr}}^{3+} </math> | Cr3+ | +1,33 |
| MnO2 оксид марганца(IV) | <math> {\mbox {Mn}}^{4+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+} </math> | Mn2+ | +1,23 |
| MnO4− перманганаты | кислая среда
<math> {\mbox {Mn}}^{7+} + 5{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{2+} </math> нейтральная среда <math> {\mbox {Mn}}^{7+} + 3{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Mn}}^{4+} </math> сильнощелочная среда <math>\mathsf{MnO4^- ...}</math>
|
Mn2+
|
+1,51
|
| Катионы металлов и H+ | <math> {\mbox {Me}}^{2+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {Me}}^{0} \downarrow </math>
<math>2 {\mbox {H}}^{+} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {H}}_{2}^{0} \uparrow </math> |
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:
- <math>\mathsf{H_2SeO_4 + 2HCl \rightarrow H_2SeO_3 + Cl_2 + H_2O}</math>
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 оксиды и 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
