Восстановитель -Reducing agent

В химии восстановитель (также известный как восстановитель , восстановитель или донор электронов ) представляет собой химическое соединение, которое «отдает» электрон реципиенту электрона ( называемому окислителем , окислителем , окислителем или акцептором электронов ). Примеры веществ, которые обычно являются восстановителями, включают земные металлы , муравьиную кислоту , щавелевую кислоту и сульфитные соединения.

В предреакционном состоянии восстановители имеют дополнительные электроны (то есть сами восстанавливаются), а окислители не имеют электронов (то есть сами окисляются). Восстановитель обычно находится в одной из своих более низких возможных степеней окисления. Степень окисления восстановителя , которая описывает степень потери электронов, увеличивается, а окислителя уменьшается. В окислительно -восстановительной реакции агент, степень окисления которого увеличивается, который «теряет/ отдает электроны», который «окисляется» и который «восстанавливает», называется восстановителем или восстановителем , а агент, степень окисления которого уменьшается, «приобретает / принимает/получает электроны», то, что «восстанавливается», и то, что «окисляется», называется окислителем или окислителем .

Например, рассмотрим общую реакцию аэробного клеточного дыхания :

C 6 H 12 O 6 (т) + 6O 2 (г) → 6CO 2 (г) + 6H 2 O (ж)

Кислород ( O 2 ) восстанавливается , поэтому он является окислителем. Глюкоза ( C 6 H 12 O 6 ) окисляется , поэтому она является восстановителем.

В органической химии под восстановлением обычно понимают присоединение водорода к молекуле. Например , окислитель бензол восстанавливается до циклогексана гидрированием :

С 6 Н 6 + 3Н 2 → С 6 Н 12

Эта статья о переносе электронов, а не о гидрировании.

Характеристики

Рассмотрим следующую реакцию:

2 [Fe(CN) 6 ] 4− + Cl
2
→ 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 принимается окислителем хлором ( Cl
2
), который восстанавливается до хлорида ( Cl
).

Сильные восстановители легко теряют (или отдают) электроны. Атом с относительно большим атомным радиусом имеет тенденцию быть 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 , которая представляет собой способность атома или молекулы притягивать связывающие электроны, а частицы с относительно небольшой энергией ионизации также служат хорошими восстановителями.

Мера способности материала к восстановлению известна как его восстановительный потенциал . В таблице ниже показано несколько потенциалов восстановления, которые можно изменить на потенциалы окисления, изменив знак. Восстановители можно ранжировать по возрастанию силы путем ранжирования их восстановительного потенциала. Восстановители отдают электроны (то есть «восстанавливают») окислителям , которые, как говорят, «восстанавливаются» восстановителем. Восстановитель сильнее, когда он имеет более отрицательный восстановительный потенциал, и слабее, когда он имеет более положительный восстановительный потенциал. Чем больше положительный восстановительный потенциал, тем больше сродство вида к электронам и тенденция к восстановлению (то есть к получению электронов). В следующей таблице приведены восстановительные потенциалы 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; Другими словами, Na + является самым слабым окислителем в этом списке, а Cl — самым сильным.

Восстановительные потенциалы различных реакций v
Окислитель Восстановитель Восстановительный
потенциал (В)
−3,04
−2,71
−2,38
−1,66
−0,83
−0,74
−0,44
0,00
0,15
0,16
+0,80
+1,07
+1,36
+1,49
+2,87

Обычные восстанавливающие агенты включают металлы калий, кальций, барий, натрий и магний, а также соединения, содержащие ион H - , такие как NaH , LiH , LiAlH 4 и CaH 2 .

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

2 Li (т) + H 2 (г) → 2 LiH (т)

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

H 2 (г) + F 2 (г) → 2 HF (г)

Водород действует как восстановитель, потому что отдает свои электроны фтору, что позволяет фтору восстанавливаться.

Важность

Восстановители и окислители ответственны за коррозию , которая представляет собой «деградацию металлов в результате электрохимической активности». Коррозия требует наличия анода и катода . Анод — это элемент, который теряет электроны (восстановитель), поэтому окисление всегда происходит на аноде, а катод — это элемент, который приобретает электроны (окислитель), поэтому восстановление всегда происходит на катоде. Коррозия возникает всякий раз, когда есть разница в окислительном потенциале. Когда это присутствует, металл анода начинает ухудшаться, учитывая электрическое соединение и наличие электролита .

Примеры окислительно-восстановительной реакции

Пример реакции восстановления-окисления между натрием и хлором с мнемоникой НЕФТЯНОЙ ВЫШИВКИ

Исторически восстановление относилось к удалению кислорода из соединения, отсюда и название «восстановление». Пример этого явления произошел во время Великого события окисления , когда биологически произведенный молекулярный кислород ( дикислород ( O 2 ), окислитель и реципиент электронов) был добавлен к атмосфере ранней Земли , которая изначально была слабо восстановительной атмосферой , содержащей восстановительные газы . такие как метан ( СН 4 ) и окись углерода ( СО ) (вместе с другими донорами электронов) и практически никакого кислорода, потому что все, что образуется, будет реагировать с этими или другими восстановителями (в частности, с железом , растворенным в морской воде ), что приведет к их удалению . Используя воду в качестве восстановителя, водные фотосинтезирующие цианобактерии производили этот молекулярный кислород в качестве побочного продукта. Этот O 2 первоначально окислял растворенное в океане двухвалентное железо (Fe(II) – означает железо в его степени окисления +2) с образованием нерастворимых оксидов трехвалентного железа , таких как оксид железа (III) (Fe(II) потерял электрон в окислителе и превратилось в Fe(III) — что означает железо в его степени окисления +3), которое выпало в осадок на дно океана с образованием полосчатых железных образований , тем самым удалив кислород (и железо). Скорость производства кислорода в конечном итоге превысила доступность восстанавливающих материалов, удаляющих кислород, что в конечном итоге привело к тому, что Земля приобрела сильно окисляющую атмосферу, содержащую большое количество кислорода (как современная атмосфера ). Современное понимание пожертвования электронов является обобщением этой идеи, признавая, что другие компоненты могут играть аналогичную химическую роль кислороду.

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 из-за увеличения степени окисления. Железо является восстановителем, потому что оно отдало электроны кислороду (O 2 ). Кислород (O 2 ) был восстановлен, потому что степень окисления уменьшилась, и является окислителем, потому что он забрал электроны у железа (Fe).

Общие восстановители

Смотрите также

Заметки

использованная литература

дальнейшее чтение

  • «Химические принципы: поиски понимания», третье издание. Питер Аткинс и Лоретта Джонс с. F76

внешние ссылки