Окислително-редукционни процеси

Шаблон:Без източници Окислително-редукционните процеси (наричани също редокс, съкр. Шаблон:Lang, от reduction-oxidation — редукция-окисление) представляват химична реакция, при която се променя степента на окисление на атоми и йони поради преход на електрони.

Такива са например процесите на взаимодействие на магнезий и кислород или на калиев бромид и хлорна вода. Те се изразяват със следните уравнения:

$2\mathrm{M}\mathrm{g}{\phantom{A}}^0+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^0⟶2\mathrm{M}\mathrm{g}{\phantom{A}}^{+2}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-2}$

$2\mathrm{K}{\phantom{A}}^{+1}\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}^{-1}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^0⟶2\mathrm{K}{\phantom{A}}^{+1}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-1}+\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^0$

В тях са записани и степените на окисление (горе) на елементите. Вижда се, че в първия процес магнезият повишава степента си на окисление от нулева на +2, а кислородът понижава степента си на окисление от 0 до -2. Във втория процес хлорът понижава степента си на окисление от 0 до -1, а бромидните йони я повишават от -1 до 0. Промяната в степените на окисление в тези примери е резултат от преход на електрони.

$2\mathrm{M}\mathrm{g}{\phantom{A}}^0\text{-}2\cdot 2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{M}\mathrm{g}{\phantom{A}}^{+2}$

$2\mathrm{O}{\phantom{A}}^0+2\cdot 2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-2}$

$2\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}^{-}\text{-}2\cdot 1\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}^0⟶\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^0$

$2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^0+2\cdot 1\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}$

Атомите и йоните, които при химичните реакции отдават електрони и повишават степента си на окисление, се наричат редуктори. В случая редуктори са магнезиевите атоми Mg и бромидните аниони Br^-

Тези, които приемат електрони и понижават степента си на окисление се наричат окислители. В разгледания случай това са атомите на кислорода и на хлора.

Процесите се наричат съответно окисление и редукция.

Окислително-редукционни процеси в разтвори на електролити

Разтворите на електролити могат да участват в окислително-редукционни процеси. Ако една желязна пластина бъде потопена в разтвор на сребърен хлорид, тя се разтваря с протичането на следната реакция:

$\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}^0+2\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}^{+1}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-1}⟶\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}^{+2}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^{+1}+2\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}^0$

$\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}^0\text{-}2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{F}\mathrm{e}{\phantom{A}}^{+2}$

$2\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}^{+1}+2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}^0$

Железният атом трудно задържа валентните си електрони и ги отдава на среброто, превръщайки се в йон. Среброто от йони се превръща в просто вещество, отделящо се върху пластинката.

В този пример желязото е по-силен редуктор от среброто и може да го измества от разтвори на негови соли.

За улеснение при писането на окислително-редукционни процеси е създаден ред на относителна активност на металите (РОАМ). В него е сравнена редукционната активност на някои метали:

$\mathrm{K},\mathrm{C}\mathrm{a},\mathrm{N}\mathrm{a},\mathrm{M}\mathrm{g},\mathrm{A}\mathrm{l},\mathrm{Z}\mathrm{n},\mathrm{F}\mathrm{e},\mathrm{N}\mathrm{i},\mathrm{S}\mathrm{n},\mathrm{P}\mathrm{b},\mathrm{H},\mathrm{C}\mathrm{u},\mathrm{H}\mathrm{g},\mathrm{A}\mathrm{g},\mathrm{A}\mathrm{u}$

Редукционната активност намалява от ляво надясно. Ясно се вижда желязото, което е много по-силен редуктор от среброто.

Правила за определяне на степен на окисление

• Простите вещества имат нулева степен на окисление. Пример: $\mathrm{O}{\phantom{A}}^0,\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^0,\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^0$ и т.н.

В уравнение: $2\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^0+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^0⟶2\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}$

• Металите от А групите имат положителна степен на окисление, която обикновено съвпада с номера на група, в която се намира съответният метал. Пример: $\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+},\mathrm{C}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+2},\mathrm{A}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{+3}$ и т.н
• Висшата степен на окисление съвпада с номера на групата, в която се намира елемента.
• Кислородът $\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$ има -2 степен на окисление – $\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-2}$. Изключение прави в оксида на флуора $\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+2}\mathrm{F}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^{-1}$ и пероксидите на I, II A група – примери: $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2^{+1}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2^{-1},\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2^{+1}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2^{-1},\mathrm{C}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+2}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2^{-1}$.
• Водородът $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2$ има +1 степен на окисление – $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+1}$. Изключение правят хидридите $\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+1}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-1},\mathrm{C}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+2}\mathrm{H}{\phantom{A}}_2^{-1}$ и т.н.
• Алгебричната сума от степените на окисление на изграждащите съединението елементи е равна на 0. Например $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2{\phantom{A}}^{+1}\mathrm{S}{\phantom{A}}^{+6}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-2},\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+1}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-1}$ и т.н.