Многие женщины любят регулярно обновлять цвет волос. Кроме классической краски необходимо пользоваться окислителем. Это позволит получить насыщенный оттенок. Что такое окислитель? Средство необходимо, чтобы краска воздействовала на волосы и они обретали желаемый тон. Без использования окислителя не получится отличный результат.

Самым важным веществом является перекись водорода, содержание которого в окислителе может быть разным. Обычно этот показатель равен 1,8-12%. Если компонент находится в количестве до 2%, то косметика является щадящей. Краска не выполнит длительное окрашивание.

Виды окислителей

Разливается несколько окислителей, содержащих 3, 6 и 9%. Средства относят к ряду классических:

• С 3% получится окрасить волосы в естественный оттенок, немного осветлить или затемнить.
• 6% перекиси позволит изменить цвет волос на 2 тона, а также закрасить седину, рыжий тон.
• Что такое окислитель с 9%? Со средством можно закрасить жесткие волосы, их седину, получается насыщенный цвет.

На каждой упаковке указано, сколько перекиси водорода. Но не стоит абсолютно полагаться на эти данные, поскольку эффект может быть разным. Окислитель применяется и для смывания краски, если оттенок получился непривлекательным.

Средство для смывания краски

Что такое окислитель для смывания? Это такое же средство, только позволяет убрать некрасивый цвет. Концентрация состава для смывания равна больше 12%. Средство наносится на локоны расческой, а через установленное по процедуре время можно промывать их шампунем.

Часто такую процедуру выполнять не стоит, чтобы не повредить волосы. Окислитель для краски способен сделать пряди сухими. После окрашивания нужно воспользоваться бальзамом, который обладает смягчающим действием.

Пропорции

Важно знать не только то, что такое окислитель, но и как его используют. Обычно на упаковке краски обозначено, в каких соотношениях надо смешивать компоненты. Если окислитель для волос продается отдельно, то на тубе будут указаны правила применения. Если требуется яркий цвет, то необходимо смешивание в одинаковых пропорциях. Количество компонентов зависит от вида средства.

Не следует нарушать пропорции, иначе это может привести к негативному результату. Когда окислитель содержится в меньшем количестве, то цвет не получится насыщенным. Это не позволит скрыть седину. Много краски приводит к тому, что волосы становятся жесткими. А восстановление длится достаточно долго. Без окислителя тоже не стоит использовать краску, поскольку она не воздействует.

Правила разведения

Во время процедуры важно не навредить локонам. А если они и до этого были ослабленными, то потребуется много сеансов восстановления. Чтобы сделать все правильно, необходимо грамотно мешать проявитель и краску. Сначала следует ознакомиться с прилагающимися инструкциями.

Если в краске есть масляные компоненты, то важно учитывать, что такие средства не могут использоваться с перекисью. С применением профессиональных красок надо выполнить проверку кожи на аллергию. Готовое средство надо нанести на запястье, а затем посмотреть на реакцию. В случае сворачивания этот состав не подходит.

Окислитель "Эстель" имеет в комплекте подробную инструкцию, поэтому получится качественное средство. Для смешивания компонентов желательно пользоваться пластмассовой, керамической или стеклянной емкостью. Сначала добавляется окислитель, а потом краска. Компоненты надо тщательно смешать, чтобы получилась однородная масса. Лучше воспользоваться специальной кистью.

Чтобы получилась качественная масса для окрашивания, нужно использовать средства одной фирмы. Если все сделать правильно, то получится насыщенный цвет. Добавлять другие компоненты тоже не стоит, поскольку результат этого непредсказуем.

Окислитель для краски для волос желательно брать с содержанием перекиси в количестве 6-7,5%. Следует выбрать 2 пачки краски, если локоны длинные. Не нужно жалеть, ведь только тогда получится насыщенный тон. Но самый яркий цвет будет в том случае, если состав будет содержать окислитель и аммиак.

Особенности выбора

Необходимо покупать средства одной фирмы, поскольку так получится качественный результат. Правильно рассчитав пропорции, вы угадаете, и волосы обретут желаемый оттенок. Средства разных производителей могут принести неожиданный результат. Можно приобрести компоненты в комплекте или по отдельности.

Необходимо проверить, подходит ли цвет. Он может немного отличаться от того, который указан на упаковке. Важно узнать срок годности, поскольку просроченный продукт не принесет нужного результата. Тем более что он может повредить волосы.

Желательно брать средства проверенных марок, которые используются неоднократно. Для процедуры надо приобрести специальные инструменты, если их нет в комплекте. У средства должна быть сохранена целостность упаковки.

Стоимость и виды фирм

Цена компонентов находится в пределах 300-500 рублей. Производители, выпускающие краску в комплекте, продают компоненты и по отдельности. Некоторым женщинам это удобно. Одного средства нередко хватает на 2 процедуры.

В продаже есть "Матрикс". С этим средством не получится насыщенный тон, поэтому его используют для поддержания оттенка. Матрикс не подойдет для закрашивания седины. Есть профессиональная краска "Селектив", имеющая богатую палитру. Краска "Эстель" тоже относится к числу качественных.

Желательно покупать продукцию профессиональных брендов. В этом случае у волос сохраняется естественная структура, и поэтому они повреждаются немного. Окислитель "Матрикс" стоит около 700 рублей, а "Кутрин" - 500. Правильно выбранное средство позволит прекрасно обновить цвет волос.

Окислителями могут быть нейтральные атомы и молекулы; положительно Заряженные ионы металлов; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высокой степени окисления; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления; положительно заряженные ионы водорода (в некоторых кислотах, щелочах и воде).

Нейтральные атомы. Окислителями являются атомы элементов, имеющие на внешнем уровне 7, 6, 5 и 4 электрона. Это p-элементы ( - ). Из них типичными окислителями являются неметаллы (в виде простых веществ и др.), которые характеризуются большим сродством к электрону. Проявляя окислительные свойства, они могут принимать электроны (до 8):

Самые сильные окислители - атомы галогенов и кислород - принимают соответственно один и два электрона.

Самые слабые окислители - атомы четвертой главной подгруппы - принимают четыре электрона.

В главных подгруппах IV, V, VI и VII окислительные свойства падают с возрастанием величин радиусов атомов. Следоватедьно, из нейтральных атомов самый сильный окислитель - фтор, самый слабый - свинец.

Все перечисленные элементы (за исключением и ) могут при взаимодействии с сильными окислителями отдавать электроны, т. е. проявлять восстановительные свойства:

Поэтому их называют также окислителями - восстановителями. У неметаллов окислшельные свойства выражены сильнее, чем восстановительные.

Положительно заряженные ионы металлов. Все положительно заряженные ионы металлов в той или иной степени проявляют окислительные свойства.

Из них более сильными окислителями являются положительно заряженные ионы в высокой степени окисления. Так, например, для ионов характерны восстановительные свойства, а для ионов , - окислительные. Последние в зависимости от условий реакции могут восстанавливаться как до ионов в низшей степени окисления, так и до нейтральных атомов, например:

Однако и ионы в низшей степени окисления (или катионы), обладая большим запасом энергии, чем нейтральные атомы, могут проявлять окислительные свойства при взаимодействии с типичными восстановителями, например:

Ионы благородных металлов ( и ) даже в низкой степени окисления являются сильными окислителями

Следует еще раз отметить, что чем более активен металл как восстановитель, тем менее он активен в состоянии иона как окислитель. И наоборот, чем менее активен металл как восстановитель, тем более он активен в состоянии иона как окислитель. Так, например, при переходе нейтральных атомов калия и серебра в ионное состояние и потенциалы ионизации первого порядка соответственно равны 415,6 и 724,5 кдж. Поэтому ион серебра обладает значительно большим сродством к электрону, чем ион так как энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к положительному иону, равна энергии ионизации с обратным знаком.

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления.

Типичными окислителями являются вещества, содержащие атомы металла в состоянии наиболее высокой степени окисления (например, ), из которого они стремятся перейти в состояние с меньшей степенью окисления или в состояние с нулевой степенью окисления .

Например:

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления. Сильные окислительные свойства проявляют также неметаллы в состоянии высокой, а некоторые и в низкой положительной степени окисления. К числу этих окислителей относятся кислородные кислоты, их ангидриды и соли (например, , концентрированная и др.). Из данного состояния эти неметаллы стремятся перейти в состояния с более низкой степенью окисления.

Азотная кислота в зависимости от ее концентрации и активности восстановителя может принимать от 1 до 8 электронов:

Сильными окислителями являются также концентрированные серная, селеновая и теллуровая кислоты. В ряду окислительные свойства возрастают от серной к теллуровой кислоте. При этом в зависимости от активности восстановителя и условий протекания реакции они могут восстанавливаться до .

Например:

Общая характеристика кислородных соединений галогенов в зависимости от степени окисления может быть выражена следующим образом:

В ряду - - окислительные свойства и устойчивость уменьшаются. Помимо окислительной способности для и характерны реакции диспропорционирования:

В ряду окислительные свойства двух первых кислот очень похожи и выражены сильно, тогда как окислительные (и кислотные) свойства йодноватой кислоты выражены значительно слабее.

Хлорная кислота единственная из кислородных кислот хлора известна в свободном виде. При нагревании выше 92° С она подвергается внутримолекулярной реакции окисления - восстановления (нередко со взрывом):

Окислительные свойства значительно слабее, чем , и в разбавленных растворах она окислительных свойств практически не проявляет.

Окислительные свойства выражены сильнее, чем .

Ортоиодная кислота также проявляет окислительные свойства:

Как и кислородные кислоты галогенов, окислительно-восстановительные свойства проявляют их соли, которые используются главным образом как окислители.

Кислородные соединения хлора, брома и иода, проявляя окислительные свойства, восстанавливаются в зависимости от условий реакции до свободного состояния или до отрицательно заряженного иона, например:

Окислительные свойства проявляют также положительно заряженные ионы водорода (в некоторых кислотах, щелочах и воде), что может быть использовано для получения в лабораторных условиях водорода. Его получают взаимодействием разбавленных растворов соляной, серной, ортофосфорной и уксусной кислот с цинком, железом, магнием, марганцем, алюминием и др., например:

Из оснований (, КОН, ) положительные ионы водорода восстанавливаются алюминием, кремнием, цинком, оловом и др., например:

Ионами водорода воды окисляются наиболее активные металлы (I и II главных подгрупп, кроме магния).

Таким образом, если атомы находятся в степенях окисления (например, азот, мышьяк, сера, селен и теллур в соединениях , ), то они, являясь в отрицательной степени окисления ( и ), могут быть только восстановителями, так как на их внешнем уровне находится по 8 электронов и они не могут более принимать электроны.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (w) понимают стехиометрическую валентность со знаком "+" или " - ". Знак " + " приписывают более электроположительному элементу (металлу), а "-" - более электроотрицательному (неметаллу). Стехиометрическая валентность (V стх) определяется как частное от деления атомной массы (А) на массу эквивалента (М эк) данного атома, т. е. это число эквивалентов в атоме: V стх = А/ М эк.

Окисление-восстановление - это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление соответствует увеличению степени окисления элемента, а восстановление - ее уменьшению.

Во многих пособиях придерживаются толкования окисления как потерю электронов, а восстановления – как их присоединения. Этот подход, предложенный русским ученым Писаржевским (1916 г.), применим к электрохимическим процессам на электродах, относится к разрядке (зарядке) ионов и молекул.

Однако, объяснение изменения степеней окисления как процессов отрыва и присоединения электронов, в общем случае неверно. Оно может быть применено к некоторым простым ионам типа Cl - - ® Cl. Для изменения степени окисления атомов в сложных ионах типа
CrO 4 2 - ® Cr +3 уменьшению положительной степени окисления хрома с +6 до +3 соответствует реальное увеличение положительного заряда (на Cr в CrO 4 2 - реальный заряд » +0,2 заряда электрона, а на Cr +3 - от +2 до +1,5 в разных соединениях).

Перенос заряда от восстановителя к окислителю, равный изменению степени окисления, происходит при этом с участием других частиц, например ионов Н + :

CrO 4 2 - + 8Н + + 3 ® Cr +3 + 4Н 2 О.

Представленная запись носит название полуреакции.

Атом, находящийся в высшей степени окисления , может быть только окислителем , если он находится в низшей степени окисления - только восстановителем , а если он обладает промежуточной степенью окисления , то может быть и окислителем, и восстановителем. Например: N +5 (HNO 3), S +6 (H 2 SO 4) - проявляют только окислительные свойства (высшая степень окисления); N +4 (NO 2), S +4 (SO 2) - проявляют окислительные и восстановительные свойства (промежуточные степени окисления); N - 3 (NH 3), S - 2 (H 2 S) - проявляют только восстановительные свойства (низшие степени окисления).

Пример 1 . Исходя из степеней окисления (w) азота, серы и марганца в соединениях NH 3 , HNO 2 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , MnO 2 , KMnO 4 , определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства?

Решение . Степень окисления (w) N в указанных соединениях, соответственно, равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); (w)S, соответственно, равна: +4 (промежуточная), +6 (высшая); (w) Mn, соответственно, равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда NH 3 , H 2 S - только восстановители; HNO 3 , H 2 SO 4 , KMnO 4 - только окислители; HNO 2 , H 2 SO 3 , MnO 2 - окислители и восстановители.

Пример 2 . Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H 2 S и HI; б) H 2 S и H 2 SO 3 ; в) H 2 SO 3 и HClO 4 ?

Решение . а) Степень окисления S в H 2 S равна -2, а I в HI равна -1. Так как и сера, и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H 2 S w(S) = -2 (низшая); в H 2 SO 3 w(S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H 2 SO 3 является в этом случае окислителем; H 2 S - восстановителем, а продуктом может быть S (w = 0).

в) в H 2 SO 3 w(S) = +4 (промежуточная); в HClO 4 w(Cl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H 2 SO 3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства; а продуктами могут быть H 2 SO 4 и НСl.

Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения окислительно-восстановительной реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов.

Уравнивание ОВР

Рассмотрим два наиболее распространненых метода составления уравнений для реакций окисления-восстановления.

1. Метод баланса степеней окисления. Для нахождения коэффициентов учитывают правило, согласно которому суммарное изменение степеней окисления окислителя и восстановителя в реакции равно нулю; то есть повышение степени окисления восстановителя равно ее понижению у окислителя.

Пример 3 . Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O .

Решение . Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в схемах процессов окисления и восстановления:

Восстановитель 5 P +3 ® P +5 , Dw = (+5) - (+3) = +2 процесс окисления,

окислитель 2 Mn +7 ® Mn +2 , Dw = (+2) - (+7) = -5 процесс восст-ния.

Изменение степеней окисления (Dw В) восстановителя должно быть равно изменению степени окисления (Dw ок) окислителя. Общее наименьшее кратное для изменения степеней окисления Dw В и Dw ок равно десяти. Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь следующий вид:

2КMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Пример 4 . Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, принимая максимальное восстановление последней.

Решение . Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р-элемента VI А группы равна -2. Цинк, как металл II В группы, имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем это в схемах:

Восстановитель 4 Zn ® Zn +2 , Dw = +2 процесс окисления,

окислитель 1 S +6 ® S - 2 , Dw = -8 процесс восстановления.

Составляем уравнение реакции: 4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S+ 4H 2 O.

Перед H 2 SO 4 стоит коэффициент 5, а не 1, так как еще четыре молекулы кислоты идут на связывание четырех ионов Zn 2+ (то есть H 2 SO 4 - и окислитель, и среда реакции). Далее по балансу атомов водорода определяют количество (моль) воды. Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода.

При повышении степени окисления протекает процесс окисления, а само вещество является восстановителем. При понижении степени окисления протекает процесс восстановления, а само вещество является окислителем.

Описанный метод уравнивания ОВР носит название «метод баланса по степеням окисления».

Излагаемый в большинстве пособий по химии и широко используемый на практике метод электронного баланса для уравнивания ОВР можно применять с оговорками о том, что степень окисления не равна заряду.

2. Метод полуреакций. В тех случаях, когда реакция протекает в водном растворе (расплаве), при составлении уравнений исходят не от изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, а от изменения зарядов реальных частиц, то есть учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворенного или слабодиссоциирующего в воде вещества). В этом случае при составлении ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для ионных уравнений обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и газообразные соединения следует писать в молекулярной форме, а ионы, не изменяющие своего состояния, - исключать из уравнения. При этом процессы окисления и восстановления записывают в виде отдельных полуреакций. Уравняв их по количеству атомов каждого вида, полуреакции складывают, умножив каждую на такой коэффициент, который уравнивает изменение заряда окислителя и восстановителя.

Метод полуреакций точнее отражает истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительных реакций и облегчает составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной форме.

Поскольку из одних и тех же реагентов могут быть получены разные продукты в зависимости от характера среды (кислотного, щелочного, нейтрального), для таких реакций в ионной схеме, кроме частиц, выполняющих функции окислителя и восстановителя, обязательно указывается частица, характеризующая реакцию среды (то есть ион Н + или ион ОН - , или молекула Н 2 О).

Пример 5. Используя метод полуреакций, расставьте коэффициенты в реакции:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O .

Решение. Записываем реакцию в ионном виде, учитывая, что все вещества, кроме воды, диссоциируют на ионы:

MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NО 3 - + H 2 O

(K + и SO 4 2 - остаются без изменения, поэтому в ионной схеме их не указывают). Из ионной схемы видно, что окислитель перманганат-ион (MnO 4 -) превращается в Mn 2+ -ион и при этом освобождаются четыре атома кислорода.

В кислой среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода связывается с 2Н + с образованием молекулы воды .

Отсюда следует: MnO 4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H 2 O .

Находим разницу зарядов продуктов и реагентов: Dq = +2-7 = -5 (знак "-" показывает, что протекает процесс восстановления и 5 присоединяется к реагентам). Для второго процесса, превращения NO 2 - в NO 3 - , недостающий кислород поступает из воды к восстановителю, и в результате образуется избыток ионов Н + , при этом реагентытеряют 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2 ® NO 3 - + 2H + .

Таким образом получаем:

2 | MnO 4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H 2 O (восстановление),

5 | NO 2 - + H 2 O - 2 ® NO 3 - + 2H + (окисление).

Умножая члены первого уравнения на 2, а второго - на 5 и складывая их, получим ионно-молекулярное уравнение данной реакции:

2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H + .

Сократив одинаковые частицы в левой и правой части уравнения, получаем окончательно ионно-молекулярное уравнение:

2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.

По ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:

2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

В щелочной и нейтральных средах можно руководствоваться следующими правилами: в щелочной и нейтральной среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода соединяется с одной молекулой воды, образуя два гидроксид-иона (2ОН -), а каждый недостающий – поступает к восстановителю из 2-х ОН - -ионов с образованием одной молекулы воды в щелочной среде, а в нейтральной - поступает из воды с освобождением 2-х ионов Н + .

Если в окислительно-восстановительной реакции участвует пероксид водорода (Н 2 О 2), надо учитывать роль Н 2 О 2 в конкретной реакции. В Н 2 О 2 кислород находится в промежуточной степени окисления (-1), поэтому пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В тех случаях, когда Н 2 О 2 является окислителем , полуреакции имеют следующий вид:

Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ® 2Н 2 О (кислая среда);

Н 2 О 2 +2ē ® 2ОН - (нейтральная и щелочная среды).

Если пероксид водорода является восстановителем :

Н 2 О 2 - 2ē ® О 2 + 2Н + (кислая среда);

H 2 O 2 + 2OH - - 2ē ® O 2 + 2H 2 O (щелочная и нейтральная).

Пример 6. Уравнять реакцию: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Решение. Записываем реакцию в ионном виде:

I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.

Cоставляем полуреакции, учитывая, что H 2 O 2 в этой реакции является окислителем и реакция протекает в кислой среде:

1 2I - - 2 = I 2 ,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2 ® 2H 2 O.

Конечное уравнение: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.

Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя.

Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента.

Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Определим окислитель и восстановитель на примере простой реакции взаимодействия взаимодействия натрия с кислородом.

Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. Для этого надо знать, что такое степень окисления. Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.

Первые — восстановители, вторые — окислители. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная). Химические реакции можно разбить на два типа. К первому типу относятся ионообменные реакции. В них степень окисления элементов, из которых состоят взаимодействующие вещества, остается неизменной.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИТермины, определения, понятия

Эту группу реакций называют окислительно-восстановительной. В случаях взаимодействия типичных окислителей и восстановителей вы можете сразу определить, что речь идет об окислительно-восстановительной реакции. Например, это взаимодействие щелочных металлов с кислотами или галогенами, процессы горения в кислороде. Аналогично определяете, что степень окисления серы в сульфиде калия (+4). Три атома кислорода забирают 6 электронов, а два атома калия отдают два электрона.

Бесплатная помощь с домашними заданиями

И вы можете сделать вывод, что данная реакция окислительно-восстановительная. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов

Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается. У восстановителя степень окисления повышается.

Восстановитель в ходе процесса окисляется. На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс. Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе.

А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться.

Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты. 4. Уравняем число отданных и принятых электронов. При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.

В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака. Привет! Мне интересно, есть ли у Вас какие-либо проблемы с выполнением домашнего задания. У нас есть много людей, которые помогут Вам здесь Кроме того, мой последний вопрос был решен менее чем за 10 минут:D Во всяком случае, Вы можете просто войти и попробовать добавить свой вопрос.

В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются. В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции».

окислитель для волос, окислитель thuya
Окисли́тель - вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие 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.

• 1 Распространённые окислители и их продукты
• 2 Мнемонические правила
• 3 Зависимость степени окисления от концентрации окислителя
• 4 Сильные окислители
• 5 Очень сильные окислители
• 6 См. также

Распространённые окислители и их продукты

Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород		Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде) 0,401 (в щелочной среде)
O3 озон		Разные, включая кетоны и альдегиды
Пероксиды		Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O
Hal2 галогены		Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F2: +2,87 Cl2: +1,36 Br2: +1,04 I2: +0,536
ClO− гипохлориты		Cl−
ClO3− хлораты		Cl−
HNO3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная с активными металлами, концентрированная с тяжёлыми металлами, разбавленная c тяжёлыми металлами, концентрированная
H2SO4, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами с активными металлами	SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы
Шестивалентный хром		Cr3+	+1,33
MnO2 оксид марганца(IV)		Mn2+	+1,23
MnO4− перманганаты	кислая среда нейтральная среда сильнощелочная среда	Mn2+	+1,51
Катионы металлов и H+		Me0	См. Электрохимический ряд активности металлов

Мнемонические правила

Для запоминания свойств окислителей и восстановителей существует несколько мнемонических правил:

1. Окислитель - грабитель (в процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель присоединяет электроны).
2. Ассоциация со знакомым словом: ПВО - Присоединяет (электроны), Восстанавливается, является Окислителем.
3. Отдает - окисляется, сам восстановителем является.

Зависимость степени окисления от концентрации окислителя

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление. качестве примера - реакция азотной кислоты с цинком:

• Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
• 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
• 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
• 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
• 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Сильные окислители

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» - смесь одного объема азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO3 + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H2O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе. Царская водка окисляет даже благородные металлы - золото и платину.

Ещё один сильный окислитель - перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

С6H5-CH2-CH3 + → C6H5COOH + … C6H6 + → HOOC-(CH2)4-COOH

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

Очень сильные окислители

Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, 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.

См. также

• Окислительно-восстановительные реакции

окислитель thuya, окислитель для волос, окислитель сенко, окислитель это, окислительная башня, окислительное число, окислительные ферменты, окислительный стресс

Окислитель Информацию О