Окислително-редукционни процеси

Окислително-редукционни процеси 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:$2Mg^{0}+O_{2}^{0}->2Mg^{2}O^{-2}$

$2K^{+1}Br^{-1}+Cl_{2}^{0}->2K^{+1}Cl^{-1}+Br_{2}^{0}$

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 Cl 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.

$2Mg^{0}-2.2e^{-}->2Mg^{+2}2O^{0}+2.2e^{-}-->2O^{-2}$

$2Br^{-}-2.1e^{-}-->2Br^{0}-->Br_{2}^{0}Cl^{0}+2.1e^{-}-->2Cl^{-}$

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:

$Fe^{0}+2Ag^{+1}Cl^{-1}-->Fe^{+2}Cl_{2}^{+1}+2Ag^{0}$

$Fe^{0}-2e^{-}-->Fe^{+2}$

$2Ag^{+1}+2e^{-}->2Ag^{0}$

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:

$K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Hg,Ag,Au$

Редукционната активност намалява от ляво на дясно. 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: $O^{0},Cl^{0},Na^{0}$ и т.н.

В уравнение: $2Na^{0}+Cl_{2}^{0}-->2Na^{+}Cl^{-}$

• Металите имат положителна степен на окисление и обикновено съвпада с номера на А групата. Пример: $Na^{+},Ca^{+2},Al^{+3}$ и т.н

• Висшата степен на окисление съвпада с номера на групата, в която се намира елемента.

• Кислорода $O_{2}$ има -2 степен на окисление - $O^{-2}$. Изключение прави в оксида на флуора $O^{+2}F_{2}^{-1}$ и пероксидите на I, II A група.

Примери: $H_{2}^{+1}O_{2}^{-1},Na_{2}^{+1}O_{2}^{-1},Ca^{+2}O_{2}^{-1}$.

• Водорода $H_{2}$ има +1 степен на окисление - $H^{+1}$. Изключение прави в хидридите $Na^{+1}H^{-1},Ca^{+2}H_{2}^{-1}$ и т.н.

• Алгебричната сума от степените на окисление на елементите изграждащи съединенията е равно на 0. Например $H_{2}^{+1}S^{+6}O_{4}^{-2},Na^{+1}Cl^{-1}$ и т.н.