Что такое окислитель химия

Окислитель

Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие 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.

Содержание

Распространённые окислители и их продукты

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород		Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде)

+0,401 (в щелочной среде)

O₃ озонРазные, включая кетоны и альдегидыПероксидыРазные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H₂OHal₂ галогеныHal − ; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидовF₂: +2,87

ClO − гипохлоритыCl −ClO₃ − хлоратыCl −HNO₃ азотная кислотас активными металлами, разбавленная

с активными металлами, концентрированная

с тяжёлыми металлами, разбавленная

c тяжёлыми металлами, концентрированная

H₂SO₄, конц. серная кислотаc неметаллами и тяжёлыми металлами

с активными металлами

SO₂; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы

Шестивалентный хромCr 3++1,33MnO₂ оксид марганца(IV)Mn 2++1,23MnO₄ − перманганатыкислая среда

Катионы металлов и H +

Мнемонические правила

Для запоминания свойств окислителей и восстановителей существует несколько мнемонических правил:

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:

Сильные окислители

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объема азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO₃ + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H₂O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе. Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.

Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

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, 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

Полезное

Смотреть что такое «Окислитель» в других словарях:

окислитель — – реагент (атом, молекула, ион), который в окислительно восстановительной реакции присоединяет электроны, т.е. восстанавливается. Общая химия : учебник / А. В. Жолнин [1] Окислитель – реагент в окислительно восстановительной реакции, принимающий… … Химические термины

ОКИСЛИТЕЛЬ — ОКИСЛИТЕЛЬ, вещество, вызывающее реакции ОКИСЛЕНИЯ. Так, при образовании УГАРНОГО ГАЗА путем окисления углерода, 2С+О2=2СО, кислород является окислителем. Среди окислителей можно назвать АЗОТНУЮ КИСЛОТУ, ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА, озон, бихромат калия,… … Научно-технический энциклопедический словарь

ОКИСЛИТЕЛЬ — ОКИСЛИТЕЛЬ, окислителя, муж. (хим.). Вещество, способное производить окисление. Толковый словарь Ушакова. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 … Толковый словарь Ушакова

ОКИСЛИТЕЛЬ — ОКИСЛИТЕЛЬ, я, муж. (спец.). Вещество, способное производить окисление. Толковый словарь Ожегова. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Толковый словарь Ожегова

Окислитель — компонент топлива, окисляющий горючее при сгорании в камере ракетного двигателя. О. должен реагировать с горючими элементами с выделением максимального количества теплоты. В жидких ракетных топливах в качестве О. используют жидкий кислород,… … Энциклопедия техники

окислитель — сущ., кол во синонимов: 3 • металлург (435) • нитробензол (3) • фотоокислитель (2) … Словарь синонимов

Окислитель — составная часть двухкомпонентного ракетного топлива, применяемого в жидкостных ракетных двигателях. В качестве окислителя часто используют жидкий кислород и четырехокись азота. Некоторые типы топлива при соприкосновении с соответствующим… … Морской словарь

окислитель — — [Я.Н.Лугинский, М.С.Фези Жилинская, Ю.С.Кабиров. Англо русский словарь по электротехнике и электроэнергетике, Москва, 1999] Тематики электротехника, основные понятия EN oxygen carrier … Справочник технического переводчика

окислитель — 3.2.8 окислитель (oxidant): вещество (О2/О3), которое после осаждения на поверхность или продукт приводит к образованию оксидов или участвует в реакции окисления. Источник … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Источник

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

Типичные восстановители – это, как правило:

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

C 0 + 4H N +5 O_3(конц) = C +4 O₂ ↑ + 4 N +4 O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Соединения хрома VI окисляют:

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Например:

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150 о С под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислительные свойства азотной кислоты

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Например :

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Cu 0 + 2H₂ S +6 O_4(конц) = Cu +2 SO₄ + S +4 O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Пероксид водорода

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например :

Источник

Окислитель: понятие, сильнейший, примеры

Содержание:

Аокислитель Это химическое вещество, которое имеет способность отнимать электроны от другого вещества (восстановителя), которое отдает или теряет их. Он также известен как окислитель, тот элемент или соединение, которое передает электроотрицательные атомы другому веществу.

Кислород считается наиболее распространенным из окислителей. В качестве примера этих органических реакций, связанных с переносом атомов, выделяется горение, которое состоит из реакции между кислородом и другим окисляемым материалом.

Что такое окислители?

В полуреакции окисления окислитель восстанавливается, потому что при получении электронов от восстанавливающего агента индуцируется уменьшение значения заряда или степени окисления одного из атомов окислителя.

Это можно объяснить следующим уравнением:

2 мг (ов) + O₂(г) → 2MgO (т)

Можно видеть, что магний (Mg) реагирует с кислородом (O2), и что кислород является окислителем, потому что он удаляет электроны из магния, то есть он восстанавливается, и магний, в свою очередь, становится в восстановителе этой реакции.

Точно так же реакция между сильным окислителем и сильным восстанавливающим агентом может быть очень опасной, потому что они могут бурно взаимодействовать, поэтому их необходимо хранить в разных местах.

Какие факторы определяют силу окислителя?

С другой стороны, более сильные обладают большей способностью или способностью «запускать» эти электроны. Для его дифференциации учитываются следующие свойства:

Атомное радио

Он известен как половина расстояния, которое разделяет ядра двух атомов соседних или «соседних» металлических элементов.

Радиусы атомов обычно определяются силой, с которой наиболее поверхностные электроны притягиваются к ядру атома.

Следовательно, атомный радиус элемента уменьшается в периодической таблице снизу вверх и слева направо. Это означает, что, например, литий имеет значительно больший атомный радиус, чем фтор.

Электроотрицательность

Электроотрицательность определяется как способность атома захватывать электроны, принадлежащие химической связи, по отношению к самому себе. По мере увеличения электроотрицательности элементы все больше притягивают электроны.

Вообще говоря, электроотрицательность увеличивается слева направо в периодической таблице и уменьшается по мере роста металлического характера, причем фтор является наиболее электроотрицательным элементом.

Электронная близость

Говорят, что это изменение энергии, которое регистрируется, когда атом получает электрон, чтобы произвести анион; то есть способность вещества получать один или несколько электронов.

По мере увеличения сродства к электрону окислительная способность химического вещества увеличивается.

Энергия ионизации

Это минимальное количество энергии, необходимое для того, чтобы оторвать электрон от атома, или, другими словами, это мера «силы», с которой электрон связан с атомом.

Чем больше значение этой энергии, тем труднее оторвать электрон. Таким образом, энергия ионизации увеличивается слева направо и уменьшается сверху вниз в периодической таблице. В этом случае благородные газы имеют большие значения энергии ионизации.

Сильнейшие окислители

Принимая во внимание эти параметры химических элементов, можно определить, какими характеристиками должны обладать лучшие окислители: высокая электроотрицательность, низкий атомный радиус и высокая энергия ионизации.

Примеры реакций с окислителями

В некоторых реакциях восстановления оксида легче визуализировать перенос электронов, чем в других. Некоторые из наиболее представительных примеров будут объяснены ниже:

Пример 1

Реакция разложения оксида ртути:

2HgO (т) → 2Hg (л) + O₂(грамм)

В этой реакции ртуть (окислитель) выделяется как рецептор для электронов кислорода (восстановитель), разлагаясь на жидкую ртуть и газообразный кислород при нагревании.

Пример 2

Здесь видно, что молекула кислорода окисляется (восстановитель), а элементарная сера восстанавливается (окислитель).

Пример 3

Наконец, реакция сгорания пропана (используется в газе для отопления и приготовления пищи):

В этой формуле вы можете увидеть восстановление кислорода (окислитель).

Источник