stringtranslate.com

Восстановитель

В химии восстановитель (также известный как восстановитель , восстановитель или донор электронов ) — это химическое вещество , которое «жертвует» электрон получателю электрона ( называемому окислителем , окислителем , окислителем или акцептором электронов ). Примеры веществ, которые являются обычными восстановителями, включают водород , щелочные металлы , муравьиную кислоту , щавелевую кислоту и сульфитные соединения.

В предреакционном состоянии восстановители имеют дополнительные электроны (то есть они сами восстанавливаются), а окислители лишены электронов (то есть они сами окисляются). Обычно это выражается в терминах их степеней окисления. Степень окисления агента описывает степень потери электронов: чем выше степень окисления, тем меньше у него электронов. Таким образом, первоначально, перед реакцией, восстановитель обычно находится в одной из более низких возможных степеней окисления; его степень окисления увеличивается в ходе реакции, а степень окисления окислителя уменьшается. Таким образом, в окислительно-восстановительной реакции агент, степень окисления которого увеличивается, который «теряет/ отдает электроны», который «окисляется» и «восстанавливается», называется восстановителем или восстанавливающим агентом , а агент, степень окисления которого уменьшается, «что» получает/ принимает /принимает электроны», который «восстанавливается» и который «окисляется», называется окислителем или окислителем .

Например, рассмотрим общую реакцию аэробного клеточного дыхания :

C 6 H 12 O 6 (т) + 6O 2 (г) -> 6 ( C 6 H 12 O 6 ) окисляется, поэтому является восстановителем.

Характеристики

Рассмотрим следующую реакцию:

2 [Fe( CN ) 6 ] 4− + Cl2→ 2 [Fe(CN) 6 ] 3− + 2 Cl−

Восстановителем в этой реакции является ферроцианид ( [Fe(CN) 6 ] 4- ). Он отдает электрон, окисляясь до феррицианида ( [Fe(CN) 6 ] 3- ). Одновременно этот электрон принимает окислитель хлор ( Cl
2), который восстанавливается до хлорида ( Cl−
).

Сильные восстановители легко теряют (или отдают) электроны. Атом с относительно большим атомным радиусом, как правило, является лучшим восстановителем. У таких видов расстояние от ядра до валентных электронов настолько велико, что эти электроны не сильно притягиваются. Эти элементы, как правило, являются сильными восстановителями. Хорошие восстановители, как правило, состоят из атомов с низкой электроотрицательностью , то есть способностью атома или молекулы притягивать связывающие электроны, а соединения с относительно небольшой энергией ионизации также служат хорошими восстановителями.

Мера способности материала к восстановлению известна как его восстановительный потенциал . [1] В таблице ниже показано несколько потенциалов восстановления, которые можно изменить на потенциалы окисления, изменив знак. Восстановители можно ранжировать по возрастанию силы путем ранжирования их потенциала восстановления. Восстановители отдают электроны (то есть «восстанавливают») окислителям , которые, как говорят, «восстанавливаются» восстановителем. Восстановитель сильнее, когда он имеет более отрицательный потенциал восстановления, и слабее, когда он имеет более положительный потенциал восстановления. Чем более положителен потенциал восстановления, тем больше сродство вида к электронам и склонность к восстановлению (то есть к получению электронов). В следующей таблице представлены потенциалы восстановления указанного восстановителя при 25 °C. Например, среди натрия (Na), хрома (Cr), меди (Cu + ) и хлорида (Cl − ) именно Na является самым сильным восстановителем, а Cl − самым слабым; иными словами, Na + — самый слабый окислитель в этом списке, а Cl — самый сильный.

Обычные восстановители включают металлы калий, кальций, барий, натрий и магний, а также соединения, содержащие ион гидрида H- , например NaH , LiH , [3] LiAlH 4 и CaH 2 .

Некоторые элементы и соединения могут быть как восстановителями, так и окислителями . Водород является восстановителем, когда он реагирует с неметаллами, и окислителем, когда он реагирует с металлами.

2 Li (т) + H2 (г) → 2 LiH (т) [а]

Водород (потенциал восстановления которого равен 0,0) действует как окислитель, поскольку он принимает донорство электронов от восстановителя лития (потенциал восстановления которого равен -3,04), что вызывает окисление Li и восстановление водорода.

Н 2(г) + F 2(г) → 2 HF (г) [б]

Водород действует как восстановитель, поскольку отдает свои электроны фтору , что позволяет восстанавливать фтор.

Важность

Восстановители и окислители ответственны за коррозию , которая представляет собой «разложение металлов в результате электрохимической активности». [1] Для возникновения коррозии необходимы анод и катод . Анод – это элемент, который теряет электроны (восстановитель), поэтому окисление всегда происходит в аноде, а катод – это элемент, который приобретает электроны (окислитель), поэтому восстановление всегда происходит в катоде. Коррозия возникает всякий раз, когда существует разница в окислительном потенциале. Когда он присутствует, металл анода начинает разрушаться при наличии электрического соединения и наличии электролита .

Примеры окислительно-восстановительной реакции

Пример реакции восстановления-окисления между натрием и хлором с мнемоникой OIL RIG [4]

Исторически восстановление относилось к удалению кислорода из соединения, отсюда и название «восстановление». [5] Пример этого явления произошел во время Великого события окисления , когда биологически произведенный молекулярный кислород ( дикислород ( O 2 ), окислитель и реципиент электронов) был добавлен в раннюю атмосферу Земли , которая изначально была слабо восстановительной атмосферой. содержащие газы-восстановители, такие как метан ( CH 4 ) и окись углерода ( CO ) (наряду с другими донорами электронов) [6] и практически не содержащие кислорода, поскольку любой из них будет реагировать с теми или иными восстановителями (особенно с железом , растворенным в морской воде ). , что приводит к их удалению . Используя воду в качестве восстановителя, водные фотосинтезирующие цианобактерии произвели этот молекулярный кислород в качестве побочного продукта. [7] Этот O 2 первоначально окислял растворённое в океане двухвалентное железо ( Fe(II) – то есть железо в его степени окисления +2) с образованием нерастворимых оксидов трёхвалентного железа , таких как оксид железа(III) (Fe(II) потерял электрон из-за окислителем и превратился в Fe(III) – что означает железо в его степени окисления +3), который осаждался на дно океана, образуя полосчатые железные образования , тем самым удаляя кислород (и железо). Скорость производства кислорода в конечном итоге превысила доступность восстановительных материалов, удаляющих кислород, что в конечном итоге привело к тому, что Земля получила сильно окисляющую атмосферу, содержащую большое количество кислорода (подобную современной атмосфере ). [8] Современный смысл донорства электронов является обобщением этой идеи, признавая, что другие компоненты могут играть аналогичную химическую роль с кислородом.

Образование оксида железа(III) ;

4Fe + 3O 2 → 4Fe 3+ + 6O 2− → 2Fe 2 O 3

В приведенном выше уравнении железо (Fe) имеет степень окисления 0 до и 3+ после реакции. Для кислорода (O) степень окисления начиналась с 0 и уменьшалась до 2-. Эти изменения можно рассматривать как две « полуреакции », происходящие одновременно:

  1. Полуреакция окисления: Fe 0 → Fe 3+ + 3e −
  2. Полуреакция восстановления: O 2 + 4e − → 2 O 2−

Железо (Fe) окислилось, поскольку степень окисления увеличилась. Железо является восстановителем, поскольку оно отдает электроны кислороду (O 2 ). Кислород (O 2 ) восстановился, поскольку степень окисления снизилась, и является окислителем, поскольку отнял электроны у железа (Fe).

Распространенные восстановители

Смотрите также

Примечания

  1. ^ Полуреакции : 2 Li 0 (с) → 2 Li + (с) + 2 е -  ::::: H 2 0 (г) + 2 е - → 2 Н - (г)
  2. ^ Полуреакции : H 2 0 (г) → 2 H + (г) + 2 е -  ::::: F 2 0 (г) + 2 е - → 2 F - (г)

Рекомендации

  1. ^ ab «Значения потенциала восстановления и окисления электродов». www.EESemi.com . Проверено 12 июля 2021 г.
  2. ^ «Стандартные электродные потенциалы». гиперфизика.phy-astr.gsu.edu . Проверено 29 марта 2018 г.
  3. ^ Офрей М., Менуэль С., Форт Y, Эшбах Дж., Руксель Д., Винсент Б. (2009). «Новый синтез наноразмерных оксидов ниобия и частиц ниобата лития и их характеристика с помощью РФЭС-анализа» (PDF) . Журнал нанонауки и нанотехнологий . 9 (8): 4780–4789. дои : 10.1166/jnn.2009.1087. PMID  19928149. Архивировано из оригинала (PDF) 29 июля 2020 г. Проверено 24 сентября 2019 г.
  4. ^ «Металлы». Размер укуса . Би-би-си. Архивировано из оригинала 03.11.2022.
  5. ^ Олсон, Мейнард В. «окислительно-восстановительная реакция». Британника . Проверено 3 мая 2022 г. В своем Traité élémentaire de chimie он четко установил , что горение состоит из химического соединения кислорода из атмосферы и горючего вещества [...]. К концу века его идеи получили широкое признание и были успешно применены к более сложным процессам дыхания и фотосинтеза. Реакции, в которых кислород потреблялся, были классифицированы как окисления, а те, в которых кислород был потерян, — как восстановления.
  6. ^ Кастинг, Дж. Ф. (2014). «Моделирование архейской атмосферы и климата». Трактат по геохимии . Эльзевир. стр. 157–175. дои : 10.1016/b978-0-08-095975-7.01306-1. ISBN 9780080983004.
  7. ↑ Бьюик, Роджер (27 августа 2008 г.). «Когда появился кислородный фотосинтез?». Философские труды Королевского общества Б. 363 (1504): 2731–2743. дои : 10.1098/rstb.2008.0041. ISSN  0962-8436. ПМК 2606769 . ПМИД  18468984. 
  8. ^ Соса Торрес, Марта Э.; Сауседо-Васкес, Хуан П.; Кронек, Питер М.Х. (2015). «Глава 1, Раздел 2: Рост содержания дикислорода в атмосфере». В Кронеке, Питер М.Х.; Соса Торрес, Марта Э. (ред.). Поддержание жизни на планете Земля: металлоферменты, усваивающие дикислород и другие жевательные газы . Ионы металлов в науках о жизни, том 15. Том. 15. Спрингер. стр. 1–12. дои : 10.1007/978-3-319-12415-5_1. ISBN 978-3-319-12414-8. ПМИД  25707464.
  9. ^ «Вольтамперометрическая процедура катодной зачистки для определения некоторых неорганических видов мышьяка в образцах воды, почвы и руд» .

дальнейшее чтение

Внешние ссылки