* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

О ОКИСЛИ ´ Т ЕЛЬНО-ВОССТАНОВИ ´ Т ЕЛЬНЫЕ РЕА´КЦИИ, химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления хим. элементов. Разбиваются на две полуреакции: окисления (элемент отдаёт электрон, напр. Fe+2 — 1e = Fe+3) и восстановления (элемент присоединяет к себе электрон, напр. S0 + 2e = = S —2). Окислительно-восстановительные реакции бывают нескольких типов. В м еж м о л ек у ляр н ы х реакциях окислитель и восстановитель находятся в разных веществах и являются разными атомами, напр.: 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + + K2SO4 + 3H2O. Здесь окислителем является марганец в KMnO4, который меняет степень окисления с +7 до +2, а восстановителем — сера в Na2SO3, меняющая степень окисления с +4 до +6. В реакциях с о п р о п о р ц и о н и р о в а н и я окислитель и восстановитель — атомы одного и того же вещества, которые в результате реакции оказываются в одном и том же продукте. Возможны два варианта реакций этого типа. В первом из них окислитель и восстановитель находятся в разных исходных веществах, напр.: 3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2 + 2H2SO4 + K2SO4, 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O. В первой реакции марганец из степеней окисления +2 в MnSO4 и +7 в KMnO4 переходит в степень окисления +4 в MnO2. Во второй реакции сера из степеней окисления —2 в H2S и +4 в SO2 переходит в степень окисления 0 в S. Во втором варианте реакций сопропорционирования окислитель и восстановитель находятся в одном и том же исходном веществе, напр.: NH4NO3 = N2O + 2H2O. В этой реакции азот из степеней окисления +5 и —3 в NH4NO3 переходит в степень окисления +1 в N2O. В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, имеющие одну и ту же степень окисления, промежуточную по отношению к продуктам, напр.: 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O. Здесь сера из степени окисления 0 переходит в степень окисления —2 в Na2S и в степень окисления +4 в Na2SO3. А в реакции 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O хлор из степени окисления 0 переходит в степень окисления —1 в KCl и в степень окисления +5 в KClО3. Если концентрация всех ионов в растворе полуэлемента равна 1, давление p = 1 атм (101 325 Па), а температура t = 25 °C, то окислительно-восстановительный потенциал называется с та нда ртны м оки с л и тел ь н о -восстанов и тел ь ны м п отенц и а л ом (обозначается E 0); он измеряется в вольтах. Значения E 0 представлены в таблицах; чем больше E 0, тем сильнее окислительная способность вещества. Направление окислительно-восстановительной реакции обусловливает то из соединений, у которого больше значение электродного потенциала, — оно в данной реакции становится окислителем. Напр., для реакции K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O в левой части уравнения окислителем является K2Cr2O7, а восстановителем — FeSO4. Это связано с тем, что E 0(K2Cr2O7/K2SO4) = +1,33 В, а E 0(FeSO4/Fe2(SO4)3) = = +0,77 В. В правой части уравнения окислителем является Fe2(SO4)3, а восстановителем — CrCl3. Разность окислительно-восстановительных потенциалов (∆E 0) называется эл ектродв и жу щей сило й (ЭДС) хим. реакции. Реакция протекает самопроизвольно только в том случае, когда ∆E 0 > 0. В приведённом примере ∆E 0 = 1,33 В — 0,77В = 0,56В, и реакция идёт слева направо. Если ∆E 0 < 0, то реакция в заданном направлении самопроизвольно идти не может (в данном примере ∆E 0 < 0 для правой части уравнения — обратной реакции). Однако изменить направление окислительно-восстановительной реакции (т. е. заставить её идти в обратном направлении) возможно, изменяя концентрации реагирующих веществ и температуру раствора, но только в том случае, если разность стандартных окислительно-восстановительных потенциалов невелика (∆E 0 < 0,3 В). Знание E 0 позволяет рассчитать константу равновесия K окислительно-восстановительной реакции по формуле: K = exp[n ∆E 0/RT], где n — число отданных или принятых электронов, Т — температура, при которой идёт реакция, R — газовая постоянная. ОКИСЛИ ´ Т ЕЛЬНО-ВОССТАНОВИ ´ Т ЕЛЬНЫЙ ПОТЕНЦИА´Л, количественная характеристика силы окислителя и восстановителя. Равен электродвижущей силе (ЭДС) химического источника тока (гальванического элемента), одним из полуэлементов которого является электрод с данной полуреакцией (окисления или восстановления), а другим — стандартный водородный электрод. ОКИСЛИ´ТЕЛЬ, вещество, в состав которого входят атомы, понижающие свою степень окисления, т. е. принимающие электроны. Окислитель при этом восстанавливается. Типичными окислителями являются галогены, кислород, озон, перманганаты, хроматы, дихроматы, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, концентрированная серная кислота, азотная кислота, железо (III). Некоторые вещества в зависимости от условий могут быть и окислителями, и восстановителями — напр., пероксид водорода и пероксиды металлов, нитриты, сульфиты. Окислительную способность веществ характеризует окислительно-восстановительный потенциал. ´ ОКСИДЫ, соединения хим. элементов с кислородом, не содержащие пероксидной группы О—О (напр., Fe2O3, CO2, N2O). Образуются при взаимодействии простых веществ с кислородом или при разложении других кислородных соединений — кислот, солей, гидроксидов. Большинство оксидов реагирует либо с кислотами, либо со щелочами 396