Після відкриття елемента оксиген, вченим, в першу чергу французькому хіміку Лавуазьє, вдалося з’ясувати, що горіння є реакцією сполучення з оксигеном. Відповідно до латинської назви оксигену (Oxygenium) реакції сполучення з оксигеном були названі реакція окиснення.
Приклади.
2Mg + O2 = 2MgO
S + O2 = SO2
При окисненні простих речовин більшості хімічних елементів утворюються оксиди.
Оксиди – це бінарні сполуки елементів з оксигеном
Наприклад, MgO – магній оксид, FeO – ферум(II) оксид, Fe2O3 – ферум(III) оксид, Al2O3 – алюміній оксид, H2O – гідроген оксид (вода), SO2 – сульфур діоксид, SO3 – сульфур триоксид, N2O5 – дінітроген пентаоксид.
Лише один хімічний елемент – флуор, з’єднуючись з оксигеном, утворює не оксид, а флуорид OF2 – оксиген діфлуорид (а не діфлуор оксид), що визначається знаком ступені окиснення O+IIF-I2. В оксидах оксиген має негативну ступінь окиснення.
Крім самого оксигену (у вигляді атомів O, молекул O2 і O3) відомо окисну дію багатьох оксигенвмісних складних сполук, які легко відщеплюють оксиген при нагріванні. Такі сполуки назвали окиснювачі.
Наприклад, H2O2 – гідроген пероксид, HgO – меркурій(II) оксид, KClO3 – калій хлорат (бертолетова сіль), KMnO4 – калій перманганат.
Зворотний процес повного або часткового вилучення оксигену зі складу сполуки назвали реакція відновлення. При відновленні оксиду елемент, з’єднаний з оксигеном, змінює свій стан – утворює просту речовину, тобто відновлюється. Відновлення – процес зворотний окисненню.
Приклади.
2HgO = 2Hg + O2
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Реакції розкладання речовин з відщепленням оксигену протікають зазвичай при нагріванні.
Для проведення відновлення в більшості випадків до окиснювача необхідно додавати іншу речовину – відновник, яка в даній реакції приєднує оксиген або збільшує вміст оксигену у своєму складі, тобто окиснюється. Наприклад, в якості відновників часто застосовують такі речовини як вуглець (C), чадний газ (CO), водень (H2), алюміній (Al).
За участю відновників протікають важливі технологічні процеси:
А). Одержання заліза в доменній печі:
Fe2O3 + 3C = 2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2
Б). Алюмотермічне зварювання:
Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe
Такі хімічні реакції здійснюються тільки при високих температурах.
Реакції окиснення і відновлення завжди протікають як єдиний процес, який називають окисно-відновна реакція; при цьому окиснювач відновлюється, відновник окиснюється.
Наприклад, в даній окисно-відновній реакції
CuO + H2 = Cu + H2O
окиснювач CuO відновлюється до Cu, а відновник H2 окиснюється до H2O.
Окисно-відновні властивості речовин пов’язані з положенням елементів в Періодичній системі Д.І. Менделєєва. Прості речовини – неметали (F2, Cl2, O2) мають більші окисні властивості, а прості речовини – метали (Na, Al, Zn) мають високі відновні властивості. У межах кожної групи Періодичної системи елемент з більшим порядковим номером (у вільному вигляді і в сполуках) буде проявляти і вищі відновні властивості, а елемент з меншим порядковим номером – більш високі окисні властивості. Наприклад, Cl2 (елемент VIIA-групи) – сильніший окиснювач і слабший відновник, ніж I2, а KNO2 (нітроген – елемент VA-групи) – сильніший окиснювач і слабший відновник, ніж H2AsO3 (мишак). Сполуки, що містять атоми елементів в низькій ступені окиснення, будуть відновниками, наприклад, NH3 – відновник за рахунок N-III, H2S – відновник за рахунок S-II, KI – відновник за рахунок I-I. Навпаки, сполуки, що мають в складі атоми елементів у високому ступені окиснення, будуть окисниками, наприклад, HNO3 – окиснювач за рахунок N+V, KMnO4 – окиснювач за рахунок Mn+VII, K2Cr2O7 – окиснювач за рахунок Cr+VI.
Окиснення-відновлення як процес перенесення електронів
Відповідно до теорії електронної будови атома окиснення і відновлення легко поснити як процеси віддачі та прийому електронів. В окисно-відновних реакціях електрони не залишають сферу реакції, а переносяться від відновника до окиснювача. Якщо одні атоми втрачають електрони, то інші атоми їх набувають у ході протікання окисно-відновних реакцій. Одним з перших сформулював визначення окисно-відновних реакцій як процесу перенесення електронів український вчений Лев Володимирович Писаржевський (1914 рік.).
Приклад. При окисненні магнію молекулярним киснем кожен атом магнію передає два валентних електрона атому оксигену:
2Mg + O2 = 2MgO
Процес передачі електронів можна записати у вигляді рівнянь двох напівреакцій:
Напівреакція окиснення (віддача електронів):
Mg – 2e– = Mg2+
Напівреакція відновлення (прийом електронів):
O + 2e– = O2-
З погляду теорії будови атома поняття окиснення і відновлення формулюються наступним чином:
Окиснення – це процес віддачі електронів
Відновлення – це процес прийому електронів
В окисно-відновних реакціях оксиген може не брати участі і залишатися в одному і тому ж стані, а в процесі перенесення електронів беруть участь атоми інших елементів.
Приклад.
Реакція окиснення алюмінію ферум(III) оксидом протікає відповідно до рівняння:
Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe
Напівреакція окиснення (віддача електронів):
2Al0 – 6e– = 2Al3+
Напівреакція відновлення (прийом електронів):
2Fe3+ + 6e– = 2Fe0
У цій реакції здійснюється перенесення електронів від атомів Al0, які окиснюються, до атомів Fe+III, які відновлюються. Оксиген до і після реакції знаходиться в стані O-II.
Загальні визначення понять окиснювач і відновник формулюються наступним чином:
Окисник – це атом, який приймає електрони – відновлюється
Відновник – це атом, який віддає електрони – окиснюється
Атоми-окисники і атоми-відновники можуть входити до складу груп атомів, молекул речовин, бути простими іонами і входити до складу складних іонів; в такому випадку прийнято називати окисниками або відновниками самі речовини (групи атомів, іони) які містять відповідні атоми. Якщо атоми знаходяться в стані проміжного ступеня окиснення, вони можуть бути в одних окисно-відновних реакціях окисниками, а в інших окисно-відновних реакціях відновниками, при цьому, такі атоми можуть вступати в окисно-відновні реакції як з атомами інших елементів, так і один з одним.
До прийому електронів, крім нейтральних атомів оксигену, схильні атоми багатьох елементів, яким не вистачає невеликого числа електронів до утворення стійкої конфігурації зовнішнього електронного шару (електронний октет). Так, атомам галогенів (елементів VIIA групи) не вистачає одного електрона (ns2np5 → ns2np6), тому галогени у вільному вигляді F2, Cl2, Br2 і, в меншій мірі, I2 є окисниками.
До віддачі електронів схильні атоми елементів, у яких в зовнішньому електронному шарі міститься небагато електронів; при віддачі цих електронів внутрішній стійкий електронний шар стає зовнішнім. Наприклад, атомам елементів IA групи потрібно віддати один електрон [(n – 1)s2(n – 1)p6s1 → (n – 1)s2(n – 1)p6], тому всі лужні метали Li, Na, K, Rb і Cs є відновниками.
Приклади.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH– + H2
Проста речовина натрій Na – відновник, в якому кожен атом натрію окиснюється (віддає 1e–) і переходить в простий іон Na+, а складна речовина вода H2O – окисник, в якій H+I кожної молекули води переходить в нейтральний стан H0 і утворює просту речовину H2.
Елементи, для атомів яких характерні різні значення ступені окиснення можуть бути як окисниками так і відновниками. Наприклад, для сульфуру характерні ступені окиснення S0, S+IV, S+VI. З’єднання S+IV можуть бути окисником і відновником в наступних перетвореннях:
S+IVO2 + 4e– → S0; S+IVO2 – 2e– → S+VIO3
Речовини з проміжними ступенями окиснення елементів є окисниками або відновниками – можна встановити тільки за рівнянням конкретної хімічної реакції, тобто якщо відомі другий реагент і продукти що утворюються.
В реакції
Br02 + 2KI-I = 2KBr-I + I02
Br2 є окисником (його нейтральні атоми Br0 приймають електрони і відновлюються до стану Br-I), а KI – відновником (атоми I-I віддають електрони і окиснюються до нейтральних атомів I0). У той же час в іншій окисно-відновній реакції
Br02 + 2KCl+VO3 = 2KBr+VO3 + Cl02
Br2 є відновником (його нейтральні атоми Br0 віддають електрони і окиснюються до стану Br+V), а KClO3 – окисником (атоми Cl+V приймають електрони і відновлюються до нейтральних атомів Cl0).
Таким чином,
Окисник – це акцептор електронів;
Відновник – це донор електронів.
В окисно-відновній реакції кожному реагенту (окиснику і відновнику) відповідає свій продукт реакції. Реагент і продукт утворюють окисно-відновну пару, в якій будь-яка з форм (окиснена, відновлена) може бути і реагентом, і продуктом:
Окиснена форма + ne– ⇄ Відновлена форма
Приклад. В реакції
Br2 + 2I– = 2Br– + I2
є дві окисно-відновні пари: Br2/Br– і I2/I–, в яких Br2 і I2 є окисненими, а Br– і I– – відновленими формами.