Окислитель — Википедия

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	${\mathsf {O_{2}+4H^{+}+4{\overline {e}}\rightarrow 2H_{2}O}}$ ${\mathsf {O_{2}+2H_{2}O+4{\overline {e}}\rightarrow 4OH^{-}}}$ ${\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}$	Разные, включая оксиды, H₂O и CO₂	+1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде)
O₃ озон	$2{\mbox{O}}_{3}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}_{2}^{0}$	Разные, включая кетоны и альдегиды	+2,07 (в кислой среде)
Пероксиды	$2{\mbox{O}}^{-}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}$	Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды до сульфатов
Hal₂ галогены	${\mathsf {Hal_{2}^{0}+2{\overline {e}}\rightarrow 2Hal^{-}}}$	Hal⁻; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F₂: +2,87 Cl₂: +1,36 Br₂: +1,04 I₂: +0,536
ClO⁻ гипохлориты	${\mathsf {ClO^{-}+2H^{+}+2{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+H_{2}O}}$ ${\mathsf {ClO^{-}+H_{2}O+2{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+2OH^{-}}}$	Cl⁻
ClO₃⁻ хлораты	${\mathsf {ClO_{3}^{-}+6H^{+}+6{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+3H_{2}O}}$ ${\mathsf {ClO_{3}^{-}+3H_{2}O+6{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+6OH^{-}}}$	Cl⁻
HNO₃ азотная кислота	с активными металлами, разбавленная ${\mbox{N}}^{5+}+8{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{3-}$ с активными металлами, концентрированная ${\mbox{N}}^{5+}+3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{2+}$ с тяжёлыми металлами, разбавленная ${\mbox{N}}^{5+}+3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{2+}$ c тяжёлыми металлами, концентрированная ${\mbox{N}}^{5+}+{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{4+}$	NH₃, NH₄⁺ NO NO NO₂
H₂SO₄, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами ${\mbox{S}}^{6+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{4+}$ с активными металлами ${\mbox{S}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow$ ${\mbox{S}}^{6+}+8{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{2-}$	SO₂; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S H₂S
Шестивалентный хром	${\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{Cr}}^{3+}$	Cr³⁺	+1,33
MnO₂ оксид марганца(IV)	${\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}$	Mn²⁺	+1,23
MnO₄⁻ перманганаты	кислая среда ${\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}$ нейтральная среда ${\mbox{Mn}}^{7+}+3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{4+}$ сильнощелочная среда ${\mathsf {MnO4^{-}...}}$	Mn²⁺ MnO₂ MnO₄²⁻	+1,51 +1,695 +0,564
Катионы металлов и H⁺	${\mbox{Me}}^{2+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Me}}^{0}\downarrow$ $2{\mbox{H}}^{+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{H}}_{2}^{0}\uparrow$	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 + 4HNO_3(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
3Zn + 8HNO_3(40 %) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
4Zn + 10HNO_3(20 %) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O
5Zn + 12HNO_3(6 %) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O
4Zn + 10HNO_3(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:

{\mathsf {H_{2}SeO_{4}+2HCl\rightarrow H_{2}SeO_{3}+Cl_{2}+H_{2}O}}

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

В Викисловаре есть статья «окислитель»

Окислительно-восстановительные реакции