Omdannelsen av ett stoff til et annet med dannelse av nye forbindelser kalles en kjemisk reaksjon. Å forstå denne prosessen er av stor betydning for menneskers liv, fordi med dens hjelp kan du få en enorm mengde nødvendige og nyttige stoffer som finnes i naturen i små mengder eller ikke eksisterer i det hele tatt i sin naturlige form. Blant de viktigste variantene er redoksreaksjoner (forkortet OVR eller redoks). De er preget av en endring i oksidasjonstilstandene til atomer eller ioner.
Prosesser som skjer under reaksjonen
Under reaksjonen foregår det to prosesser - oksidasjon og reduksjon. Den første av dem er preget av donasjon av elektroner av reduksjonsmidler (donorer) med en økning i oksidasjonstilstanden, den andre ved tilsetning av elektroner av oksidasjonsmidler (akseptorer) med en reduksjon i oksidasjonstilstanden. De vanligste reduksjonsmidlene er metaller og ikke-metallforbindelser i laveste oksidasjonstilstand (hydrogensulfid, ammoniakk). typiskoksidasjonsmidler er halogener, nitrogen, oksygen, samt stoffer som inneholder et grunnstoff i høyeste oksidasjonstilstand (salpetersyre eller svovelsyre). Atomer, ioner, molekyler kan donere eller få elektroner.
Før 1777 ble det antatt at oksidasjon resulterte i tap av et usynlig brennbart stoff k alt flogiston. Imidlertid overbeviste forbrenningsteorien skapt av A. Lavoisier forskerne om at oksidasjon oppstår når den interagerer med oksygen, og reduksjon skjer under påvirkning av hydrogen. Først etter en stund ble det klart at ikke bare hydrogen og oksygen kan påvirke redoksreaksjoner.
Oxidation
Oksydasjonsprosessen kan forekomme i væske- og gassfasen, så vel som på overflaten av faste stoffer. En spesiell rolle spilles av elektrokjemisk oksidasjon som oppstår i løsninger eller smelter ved anoden (en elektrode koblet til den positive polen til strømkilden). For eksempel, når fluorider smeltes ved elektrolyse (nedbrytning av et stoff til dets bestanddeler på elektroder), oppnås det sterkeste uorganiske oksidasjonsmidlet, fluor.
Et annet klassisk eksempel på oksidasjon er forbrenning i luft og rent oksygen. Ulike stoffer er i stand til denne prosessen: metaller og ikke-metaller, organiske og uorganiske forbindelser. Av praktisk betydning er forbrenning av drivstoff, som hovedsakelig er en kompleks blanding av hydrokarboner med små mengder oksygen, svovel, nitrogen og andre grunnstoffer.
Klassisk oksidasjonsmiddel –oksygen
Et enkelt stoff eller kjemisk forbindelse der atomer fester elektroner, kalles et oksidasjonsmiddel. Et klassisk eksempel på et slikt stoff er oksygen, som blir til oksider etter reaksjonen. Men også et oksidasjonsmiddel i redoksreaksjoner er ozon, som reduseres til organiske stoffer (for eksempel ketoner og aldehyder), peroksider, hypokloritter, klorater, salpetersyre og svovelsyre, manganoksid og permanganat. Det er lett å se at alle disse stoffene inneholder oksygen.
Andre vanlige oksidasjonsmidler
Redoksreaksjonen er imidlertid ikke bare en prosess som involverer oksygen. I stedet kan halogener, krom og til og med metallkationer og et hydrogenion (hvis det blir til et enkelt stoff som følge av reaksjonen) fungere som et oksidasjonsmiddel.
Hvor mange elektroner som blir akseptert avhenger i stor grad av konsentrasjonen av oksidasjonsmidlet, samt aktiviteten til metallet som interagerer med det. For eksempel, i reaksjonen av konsentrert salpetersyre med et metall (sink), kan 3 elektroner aksepteres, og i samspillet mellom de samme stoffene, forutsatt at syren er i en svært fortynnet form, allerede 8 elektroner.
De sterkeste oksidasjonsmidlene
Alle oksidasjonsmidler er forskjellige i styrken til egenskapene deres. Så hydrogenionet har en lav oksidasjonsevne, mens atomært klor, dannet i vannvann (en blanding av salpetersyre og s altsyre i forholdet 1:3), kan oksidere til og med gull og platina.
Konsentrert selensyre har lignende egenskaper. Dette gjør den unik blant andre organiske syrer. Når det fortynnes, er det ikke i stand til å samhandle med gull, men det er fortsatt sterkere enn svovelsyre, og kan til og med oksidere andre syrer, som s altsyre.
Et annet eksempel på et sterkt oksidasjonsmiddel er kaliumpermanganat. Det samhandler vellykket med organiske forbindelser og er i stand til å bryte sterke karbonbindinger. Kobberoksid, cesiumozonid, cesiumsuperoksid, samt xenon-difluorid, tetrafluorid og xenon-heksafluorid har også høy aktivitet. Deres oksidasjonsevne skyldes det høye elektrodepotensialet når de reagerer i en fortynnet vandig løsning.
Det er imidlertid stoffer der dette potensialet er enda høyere. Blant uorganiske molekyler er fluor det sterkeste oksidasjonsmidlet, men det er ikke i stand til å virke på den inerte gassen xenon uten ekstra varme og trykk. Men dette håndteres med hell av platinaheksafluorid, difluordioksid, kryptondifluorid, sølvdifluorid, toverdige sølvs alter og noen andre stoffer. For sin unike evne til redoksreaksjoner er de klassifisert som svært sterke oksidasjonsmidler.
Recovery
Opprinnelig var begrepet "gjenoppretting" synonymt med deoksidering, det vil si fratakelse av et stoff av oksygen. Men over tid fikk ordet en ny betydning, det betydde utvinning av metaller fra forbindelser som inneholder dem, så vel som alle kjemiske transformasjoner derden elektronegative delen av et stoff erstattes av et positivt ladet grunnstoff, for eksempel hydrogen.
Kompleksiteten til prosessen avhenger i stor grad av den kjemiske affiniteten til elementene i forbindelsen. Jo svakere den er, jo lettere utføres reaksjonen. Vanligvis er affiniteten svakere i endoterme forbindelser (varme absorberes under dannelsen). Utvinningen deres er ganske enkel. Et slående eksempel på dette er eksplosiver.
For en reaksjon som involverer eksoterme forbindelser (dannet ved frigjøring av varme), må en sterk energikilde, for eksempel en elektrisk strøm, brukes.
Standard reduksjonsmiddel
Det eldste og vanligste reduksjonsmidlet er kull. Det blandes med malmoksider, når det varmes opp, frigjøres oksygen fra blandingen, som kombineres med karbon. Resultatet er et pulver, granulat eller metallegering.
Et annet vanlig reduksjonsmiddel er hydrogen. Den kan også brukes til å utvinne metaller. For å gjøre dette blir oksidene tilstoppet i et rør som en strøm av hydrogen føres gjennom. I utgangspunktet brukes denne metoden på kobber, bly, tinn, nikkel eller kobolt. Du kan bruke det på jern, men reduksjonen vil være ufullstendig og vann dannes. Det samme problemet observeres når man prøver å behandle sinkoksider med hydrogen, og det forverres ytterligere av metallets flyktighet. Kalium og noen andre grunnstoffer reduseres ikke av hydrogen i det hele tatt.
Funksjoner ved reaksjoner i organisk kjemi
Pågårreduksjonspartikkelen aksepterer elektroner og senker dermed oksidasjonstallet til ett av atomene. Imidlertid er det praktisk å bestemme essensen av reaksjonen ved å endre oksidasjonstilstanden med deltagelse av uorganiske forbindelser, mens det i organisk kjemi er vanskelig å beregne oksidasjonstallet, det har ofte en brøkverdi.
For å navigere i redoksreaksjonene som involverer organiske stoffer, må du huske følgende regel: reduksjon skjer når en forbindelse gir fra seg oksygenatomer og tilegner seg hydrogenatomer, og omvendt, oksidasjon karakteriseres ved tilsetning av oksygen.
Reduksjonsprosessen er av stor praktisk betydning for organisk kjemi. Det er han som ligger til grunn for katalytisk hydrogenering brukt til laboratorie- eller industrielle formål, spesielt rensing av stoffer og systemer fra hydrokarbon- og oksygenforurensninger.
Reaksjonen kan foregå både ved lave temperaturer og trykk (henholdsvis opptil 100 grader Celsius og 1-4 atmosfærer), og ved høye temperaturer (opp til 400 grader og flere hundre atmosfærer). Produksjon av organiske stoffer krever komplekse virkemidler for å gi de rette forholdene.
Aktive platinagruppemetaller eller uedelt nikkel, kobber, molybden og kobolt brukes som katalysatorer. Det siste alternativet er mer økonomisk. Restaurering skjer på grunn av samtidig sorpsjon av substratet og hydrogen med lettelse av reaksjonen mellom dem.
Reduksjonsreaksjonene fortsetterog inne i menneskekroppen. I noen tilfeller kan de være nyttige og til og med livsviktige, i andre kan de føre til alvorlige negative konsekvenser. For eksempel omdannes nitrogenholdige forbindelser i kroppen til primære aminer, som blant andre nyttige funksjoner utgjør proteinstoffer som er byggemateriale i vev. Samtidig produserer anilinfarget mat giftige forbindelser.
Typer reaksjoner
Hva slags redoksreaksjoner blir det tydelig hvis du ser på tilstedeværelsen av endringer i oksidasjonstilstander. Men innenfor denne typen kjemisk transformasjon er det variasjoner.
Så, hvis molekyler av forskjellige stoffer deltar i interaksjonen, hvorav det ene inkluderer et oksiderende atom, og det andre et reduksjonsmiddel, anses reaksjonen som intermolekylær. I dette tilfellet kan redoksreaksjonsligningen være som følger:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Likningen viser at oksidasjonstilstandene til jern og hydrogen endres, mens de er en del av forskjellige stoffer.
Men det er også intramolekylære redoksreaksjoner, der ett atom i en kjemisk forbindelse oksideres og et annet reduseres, og nye stoffer oppnås:
2H2O=2H2 + O2.
En mer kompleks prosess oppstår når det samme elementet fungerer som elektrondonor og -akseptor og danner flere nye forbindelser, som inngår i forskjellige oksidasjonstilstander. En slik prosess kallesdismutasjon eller disproporsjonering. Et eksempel på dette er følgende transformasjon:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Fra ligningen ovenfor for redoksreaksjonen kan man se at Bertolets alt, der klor er i oksidasjonstilstanden +5, sp altes til to komponenter - kaliumklorid med oksidasjonstilstanden klor -1 og perklorat med et oksidasjonstall på +7. Det viser seg at det samme grunnstoffet samtidig økte og senket oksidasjonstilstanden.
Det motsatte av dismutasjonsprosessen er reaksjonen av koproporsjonering eller reproporsjonering. I den reagerer to forbindelser, som inneholder samme grunnstoff i forskjellige oksidasjonstilstander, med hverandre og danner et nytt stoff med et enkelt oksidasjonsnummer:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Som du kan se fra eksemplene ovenfor, er stoffet i noen likninger innledet med tall. De viser antall molekyler som er involvert i prosessen og kalles støkiometriske koeffisienter for redoksreaksjoner. For at ligningen skal være riktig, må du vite hvordan du ordner dem.
E-saldometode
Balansen i redoksreaksjoner er alltid bevart. Dette betyr at oksidasjonsmidlet aksepterer nøyaktig like mange elektroner som ble gitt bort av reduksjonsmidlet. For å komponere en ligning for en redoksreaksjon riktig, må du følge denne algoritmen:
- Bestem oksidasjonstilstandene til grunnstoffene før og etter reaksjonen. For eksempel ireaksjon mellom salpetersyre og fosfor i nærvær av vann produserer fosforsyre og nitrogenoksid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NO. Hydrogen i alle forbindelser har en oksidasjonstilstand på +1, og oksygen har -2. For nitrogen, før reaksjonen starter, er oksidasjonstallet +5, og etter at det fortsetter +2, for fosfor - henholdsvis 0 og +5.
- Merk grunnstoffene der oksidasjonstallet har endret seg (nitrogen og fosfor).
- Skriv elektroniske ligninger: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Utlik antall mottatte elektroner ved å velge det minste felles multiplum og beregne multiplikatoren (tallene 3 og 5 er divisorer for henholdsvis tallet 15, multiplikatoren for nitrogen er 5 og for fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Legg til de resulterende halvreaksjonene i henhold til venstre og høyre del: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Р+5. Hvis alt er gjort riktig på dette stadiet, vil elektronene krympe.
- Skriv om ligningen fullstendig, og sett ned koeffisientene i henhold til den elektroniske balansen til redoksreaksjonen: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Sjekk om antall grunnstoffer før og etter reaksjonen forblir det samme over alt, og legg om nødvendig til koeffisienter foran andre stoffer (i dette eksempelet utliknet ikke mengden hydrogen og oksygen, f.h.t. reaksjonsligningen for å se riktig ut, må du legge til en koeffisient foranvann): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
En slik enkel metode lar deg plassere koeffisientene riktig og unngå forvirring.
Eksempler på reaksjoner
Et illustrerende eksempel på en redoksreaksjon er interaksjonen mellom mangan og konsentrert svovelsyre, som går frem som følger:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoksreaksjonen fortsetter med en endring i oksidasjonstilstandene til mangan og svovel. Før prosessen startet var mangan i ubundet tilstand og hadde null oksidasjonstilstand. Men når det interagerer med svovel, som er en del av syren, økte det oksidasjonstilstanden til +2, og fungerte dermed som en elektrondonor. Svovel, tvert imot, spilte rollen som en akseptor, og senket oksidasjonstilstanden fra +6 til +4.
Det er imidlertid også reaksjoner der mangan fungerer som en elektronakseptor. For eksempel er dette samspillet mellom dets oksid og s altsyre, som går frem i henhold til reaksjonen:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoksreaksjonen i dette tilfellet fortsetter med en reduksjon i oksidasjonstilstanden til mangan fra +4 til +2 og en økning i oksidasjonstilstanden til klor fra -1 til 0.
Tidligere var oksidasjonen av svoveloksid med nitrogenoksid i nærvær av vann, som produserte 75 % svovelsyre, av stor praktisk betydning:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Redoksreaksjonen ble tidligere utført i spesielle tårn, og sluttproduktet ble k alt tårn. Nå er denne metoden langt fra den eneste i produksjonen av syre, siden det finnes andre moderne metoder, for eksempel kontakt med faste katalysatorer. Men å oppnå syre ved redoksreaksjonsmetoden har ikke bare industriell, men også historisk betydning, siden det var nettopp en slik prosess som spontant skjedde i luften i London i desember 1952.
Antisyklonen førte da til uvanlig kaldt vær, og byfolk begynte å bruke mye kull for å varme opp hjemmene sine. Siden denne ressursen var av dårlig kvalitet etter krigen, ble det konsentrert en stor mengde svoveldioksid i luften, som reagerte med fuktighet og nitrogenoksid i atmosfæren. Som et resultat av dette fenomenet har dødeligheten for spedbarn, eldre og de som lider av luftveissykdommer økt. Arrangementet fikk navnet Den store smog.
Dermed er redoksreaksjoner av stor praktisk betydning. Når du forstår mekanismen deres, kan du bedre forstå naturlige prosesser og oppnå nye stoffer i laboratoriet.
