Окислитель

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.

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород	${\displaystyle {\mathsf {O_{2}+4H^{+}+4{\overline {e}}\rightarrow 2H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {O_{2}+2H_{2}O+4{\overline {e}}\rightarrow 4OH^{-}}}}$ ${\displaystyle {\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}$	Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде) +0,401 (в щелочной среде)
O3 озон	${\displaystyle 2{\mbox{O}}_{3}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}_{2}^{0}}$	Разные, включая кетоны и альдегиды	+2,07 (в кислой среде)
Пероксиды	${\displaystyle 2{\mbox{O}}^{-}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}$	Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды до сульфатов
Hal2 галогены	${\displaystyle {\mathsf {Hal_{2}^{0}+2{\overline {e}}\rightarrow 2Hal^{-}}}}$	Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F2: +2,87 Cl2: +1,36 Br2: +1,04 I2: +0,536
ClO− гипохлориты	${\displaystyle {\mathsf {ClO^{-}+2H^{+}+2{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {ClO^{-}+H_{2}O+2{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+2OH^{-}}}}$	Cl−
ClO3− хлораты	${\displaystyle {\mathsf {ClO_{3}^{-}+6H^{+}+6{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+3H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {ClO_{3}^{-}+3H_{2}O+6{\overline {e}}\rightarrow Cl^{-}+6OH^{-}}}}$	Cl−
HNO3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная ${\displaystyle {\mbox{N}}^{5+}+8{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{3-}}$ с активными металлами, концентрированная ${\displaystyle {\mbox{N}}^{5+}+3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{2+}}$ с тяжёлыми металлами, разбавленная ${\displaystyle {\mbox{N}}^{5+}+3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{2+}}$ c тяжёлыми металлами, концентрированная ${\displaystyle {\mbox{N}}^{5+}+{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{N}}^{4+}}$	NH3, NH4+ NO NO NO2
H2SO4, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами ${\displaystyle {\mbox{S}}^{6+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{4+}}$ с активными металлами ${\displaystyle {\mbox{S}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }$ ${\displaystyle {\mbox{S}}^{6+}+8{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{2-}}$	SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы S H2S
Шестивалентный хром	${\displaystyle {\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{Cr}}^{3+}}$	Cr3+	+1,33
MnO2 оксид марганца(IV)	${\displaystyle {\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}$	Mn2+	+1,23
MnO4− перманганаты	кислая среда ${\displaystyle {\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}$ нейтральная среда ${\displaystyle {\mbox{Mn}}^{7+}+3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{4+}}$ сильнощелочная среда ${\displaystyle {\mathsf {MnO4^{-}...}}}$	Mn2+ MnO2 MnO42−	+1,51 +1,695 +0,564
Катионы металлов и H+	${\displaystyle {\mbox{Me}}^{2+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Me}}^{0}\downarrow }$ ${\displaystyle 2{\mbox{H}}^{+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{H}}_{2}^{0}\uparrow }$	Me0 H2	См. Электрохимический ряд активности металлов

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

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:

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

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.

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.

• Окислительно-восстановительные реакции