Omdannelsen af et stof til et andet med dannelse af nye forbindelser kaldes en kemisk reaktion. At forstå denne proces er af stor betydning for menneskers liv, fordi du med dens hjælp kan få en enorm mængde nødvendige og nyttige stoffer, der findes i naturen i små mængder eller slet ikke eksisterer i deres naturlige form. Blandt de vigtigste sorter er redoxreaktioner (forkortet OVR eller redox). De er karakteriseret ved en ændring i oxidationstilstande for atomer eller ioner.
Processer, der opstår under reaktionen
Under reaktionen finder to processer sted - oxidation og reduktion. Den første af dem er kendetegnet ved donation af elektroner fra reduktionsmidler (donorer) med en stigning i deres oxidationstilstand, den anden ved tilsætning af elektroner af oxidationsmidler (acceptorer) med et fald i deres oxidationstilstand. De mest almindelige reduktionsmidler er metaller og ikke-metalforbindelser i den laveste oxidationstilstand (hydrogensulfid, ammoniak). typiskoxidationsmidler er halogener, nitrogen, oxygen samt stoffer, der indeholder et grundstof i den højeste oxidationstilstand (salpeter- eller svovlsyre). Atomer, ioner, molekyler kan donere eller få elektroner.
Før 1777 blev det antaget, at oxidation resulterede i tab af et usynligt brændbart stof kaldet phlogiston. Imidlertid overbeviste forbrændingsteorien skabt af A. Lavoisier forskerne om, at oxidation opstår, når den interagerer med ilt, og reduktion sker under påvirkning af brint. Først efter et stykke tid blev det klart, at ikke kun brint og oxygen kan påvirke redoxreaktioner.
Oxidation
Oxidationsprocessen kan forekomme i væske- og gasfaserne såvel som på overfladen af faste stoffer. En særlig rolle spilles af elektrokemisk oxidation, der forekommer i opløsninger eller smelter ved anoden (en elektrode forbundet til strømkildens positive pol). For eksempel, når fluorider smeltes ved elektrolyse (nedbrydning af et stof til dets bestanddele på elektroder), opnås det stærkeste uorganiske oxidationsmiddel, fluor.
Et andet klassisk eksempel på oxidation er forbrænding i luft og ren ilt. Forskellige stoffer er i stand til denne proces: metaller og ikke-metaller, organiske og uorganiske forbindelser. Af praktisk betydning er forbrændingen af brændstof, som hovedsageligt er en kompleks blanding af kulbrinter med små mængder ilt, svovl, nitrogen og andre grundstoffer.
Klassisk oxidationsmiddel –oxygen
Et simpelt stof eller en kemisk forbindelse, hvori atomer binder elektroner, kaldes et oxidationsmiddel. Et klassisk eksempel på et sådant stof er ilt, som bliver til oxider efter reaktionen. Men også et oxidationsmiddel i redoxreaktioner er ozon, som reduceres til organiske stoffer (for eksempel ketoner og aldehyder), peroxider, hypochloritter, chlorater, salpeter- og svovlsyrer, manganoxid og permanganat. Det er let at se, at alle disse stoffer indeholder ilt.
Andre almindelige oxidationsmidler
Redoxreaktionen er dog ikke kun en proces, der involverer ilt. I stedet kan halogener, krom og endda metalkationer og en hydrogenion (hvis den bliver til et simpelt stof som følge af reaktionen) fungere som et oxidationsmiddel.
Hvor mange elektroner der accepteres afhænger i høj grad af koncentrationen af oxidationsmidlet, såvel som af aktiviteten af det metal, der interagerer med det. For eksempel kan der ved omsætning af koncentreret salpetersyre med et metal (zink) accepteres 3 elektroner, og i samspil mellem de samme stoffer, forudsat at syren er i meget fortyndet form, allerede 8 elektroner.
De stærkeste oxidationsmidler
Alle oxidationsmidler adskiller sig i styrken af deres egenskaber. Så hydrogenionen har en lav oxidationsevne, mens atomisk chlor, dannet i aqua regia (en blanding af salpetersyre og s altsyre i forholdet 1:3), kan oxidere selv guld og platin.
Koncentreret selensyre har lignende egenskaber. Dette gør den unik blandt andre organiske syrer. Når det fortyndes, er det ikke i stand til at interagere med guld, men det er stadig stærkere end svovlsyre og kan endda oxidere andre syrer, såsom s altsyre.
Et andet eksempel på et stærkt oxidationsmiddel er kaliumpermanganat. Det interagerer med succes med organiske forbindelser og er i stand til at bryde stærke kulstofbindinger. Kobberoxid, cæsiumozonid, cæsiumsuperoxid samt xenondifluorid, tetrafluorid og xenonhexafluorid har også høj aktivitet. Deres oxidationsevne skyldes det høje elektrodepotentiale, når de reagerer i en fortyndet vandig opløsning.
Der er dog stoffer, hvor dette potentiale er endnu højere. Blandt uorganiske molekyler er fluor det stærkeste oxidationsmiddel, men det er ikke i stand til at virke på den inerte gas xenon uden yderligere varme og tryk. Men dette klares med succes af platinhexafluorid, difluordioxid, kryptondifluorid, sølvdifluorid, divalente sølvs alte og nogle andre stoffer. For deres unikke evne til at redoxreaktioner er de klassificeret som meget stærke oxidationsmidler.
Recovery
Oprindeligt var udtrykket "genopretning" synonymt med deoxidation, det vil sige fratagelsen af et stof af ilt. Men med tiden fik ordet en ny betydning, det betød udvinding af metaller fra forbindelser, der indeholder dem, såvel som enhver kemisk omdannelse, hvorden elektronegative del af et stof erstattes af et positivt ladet grundstof, såsom brint.
Kompleksiteten af processen afhænger i høj grad af den kemiske affinitet af grundstofferne i forbindelsen. Jo svagere den er, jo lettere udføres reaktionen. Typisk er affiniteten svagere i endoterme forbindelser (varme absorberes under deres dannelse). Deres genopretning er ret enkel. Et slående eksempel på dette er sprængstoffer.
For at få en reaktion, der involverer eksoterme forbindelser (dannet ved frigivelse af varme), skal der anvendes en stærk energikilde, såsom en elektrisk strøm.
Standard reduktionsmidler
Det ældste og mest almindelige reduktionsmiddel er kul. Det blandes med malmoxider, når det opvarmes, frigives ilt fra blandingen, som kombineres med kulstof. Resultatet er et pulver, granulat eller metallegering.
Et andet almindeligt reduktionsmiddel er brint. Det kan også bruges til at udvinde metaller. For at gøre dette tilstoppes oxiderne i et rør, hvorigennem en strøm af brint føres. Dybest set anvendes denne metode til kobber, bly, tin, nikkel eller kobolt. Du kan anvende det på jern, men reduktionen vil være ufuldstændig, og der dannes vand. Det samme problem observeres, når man forsøger at behandle zinkoxider med brint, og det forværres yderligere af metallets flygtighed. Kalium og nogle andre grundstoffer reduceres slet ikke af brint.
Funktioner ved reaktioner i organisk kemi
I gangreduktionspartiklen accepterer elektroner og sænker derved oxidationstallet for et af dets atomer. Det er dog praktisk at bestemme essensen af reaktionen ved at ændre oxidationstilstanden med deltagelse af uorganiske forbindelser, mens det i organisk kemi er svært at beregne oxidationstallet, det har ofte en brøkværdi.
For at navigere i redoxreaktioner, der involverer organiske stoffer, skal du huske følgende regel: reduktion sker, når en forbindelse opgiver oxygenatomer og erhverver hydrogenatomer, og omvendt, oxidation er karakteriseret ved tilsætning af oxygen.
Reduktionsprocessen er af stor praktisk betydning for organisk kemi. Det er ham, der ligger til grund for katalytisk hydrogenering, der anvendes til laboratorie- eller industrielle formål, især rensning af stoffer og systemer fra kulbrinte- og oxygenurenheder.
Reaktionen kan forløbe både ved lave temperaturer og tryk (henholdsvis op til 100 grader Celsius og 1-4 atmosfærer), og ved høje temperaturer (op til 400 grader og flere hundrede atmosfærer). Produktionen af organiske stoffer kræver komplekse instrumenter for at give de rette betingelser.
Aktive platingruppemetaller eller uædle nikkel, kobber, molybdæn og kobolt bruges som katalysatorer. Sidstnævnte mulighed er mere økonomisk. Restaurering sker på grund af den samtidige sorption af substratet og brint med lettelse af reaktionen mellem dem.
Reduktionsreaktioner fortsætterog inde i menneskekroppen. I nogle tilfælde kan de være nyttige og endda livsvigtige, i andre kan de føre til alvorlige negative konsekvenser. For eksempel omdannes nitrogenholdige forbindelser i kroppen til primære aminer, som blandt andre nyttige funktioner udgør proteinstoffer, der er byggemateriale i væv. Samtidig producerer anilinfarvede fødevarer giftige forbindelser.
Reaktionstyper
Hvilken slags redoxreaktioner, bliver det tydeligt, hvis man ser på tilstedeværelsen af ændringer i oxidationstilstande. Men inden for denne type kemisk omdannelse er der variationer.
Så hvis molekyler af forskellige stoffer deltager i interaktionen, hvoraf det ene omfatter et oxiderende atom, og det andet et reduktionsmiddel, betragtes reaktionen som intermolekylær. I dette tilfælde kan redoxreaktionsligningen være som følger:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Ligningen viser, at oxidationstilstandene for jern og hydrogen ændres, mens de er en del af forskellige stoffer.
Men der er også intramolekylære redoxreaktioner, hvor et atom i en kemisk forbindelse oxideres og et andet reduceres, og der opnås nye stoffer:
2H2O=2H2 + O2.
En mere kompleks proces opstår, når det samme grundstof fungerer som elektrondonor og -acceptor og danner flere nye forbindelser, som indgår i forskellige oxidationstilstande. Sådan en proces kaldesdismutation eller disproportionering. Et eksempel på dette er følgende transformation:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Fra ovenstående ligning af redoxreaktionen kan det ses, at Bertolets alt, hvor chlor er i oxidationstilstanden +5, nedbrydes i to komponenter - kaliumchlorid med oxidationstilstanden klor -1 og perklorat med et oxidationstal på +7. Det viser sig, at det samme grundstof samtidig øgede og sænkede dets oxidationstilstand.
Det omvendte af dismutationsprocessen er reaktionen af co-proportionering eller reproportionering. I den reagerer to forbindelser, som indeholder det samme grundstof i forskellige oxidationstilstande, med hinanden og danner et nyt stof med et enkelt oxidationsnummer:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Som du kan se fra ovenstående eksempler, er stoffet i nogle ligninger foranstillet af tal. De viser antallet af molekyler involveret i processen og kaldes støkiometriske koefficienter for redoxreaktioner. For at ligningen er korrekt, skal du vide, hvordan du arrangerer dem.
E-saldometode
Balancen i redoxreaktioner er altid bevaret. Det betyder, at oxidationsmidlet optager præcis lige så mange elektroner, som reduktionsmidlet har givet væk. For at komponere en ligning for en redoxreaktion korrekt skal du følge denne algoritme:
- Bestem grundstoffernes oxidationstilstande før og efter reaktionen. For eksempel ireaktion mellem salpetersyre og phosphor i nærvær af vand producerer phosphorsyre og nitrogenoxid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NEJ. Brint i alle forbindelser har en oxidationstilstand på +1, og oxygen har -2. For nitrogen, før reaktionen begynder, er oxidationstallet +5, og efter det fortsætter +2, for fosfor - henholdsvis 0 og +5.
- Marker de grundstoffer, hvor oxidationstallet er ændret (nitrogen og fosfor).
- Skriv elektroniske ligninger: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Udlign antallet af modtagne elektroner ved at vælge det mindste fælles 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.
- Tilføj de resulterende halvreaktioner i henhold til venstre og højre del: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Р+5. Hvis alt er gjort korrekt på dette trin, vil elektronerne krympe.
- Omskriv ligningen fuldstændigt, og nedsæt koefficienterne i henhold til den elektroniske balance for redoxreaktionen: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Tjek om antallet af grundstoffer før og efter reaktionen forbliver det samme over alt, og tilføj om nødvendigt koefficienter foran andre stoffer (i dette eksempel udlignede mængden af brint og ilt ikke, f.h.t. reaktionsligningen for at se korrekt ud, skal du tilføje en koefficient foranvand): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
En sådan simpel metode giver dig mulighed for at placere koefficienterne korrekt og undgå forvirring.
Eksempler på reaktioner
Et illustrativt eksempel på en redoxreaktion er vekselvirkningen mellem mangan og koncentreret svovlsyre, der forløber som følger:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoxreaktionen fortsætter med en ændring i oxidationstilstandene for mangan og svovl. Før processens start var mangan i en ubundet tilstand og havde en nuloxidationstilstand. Men når det interagerer med svovl, som er en del af syren, øgede det oxidationstilstanden til +2 og fungerede således som en elektrondonor. Svovl spillede tværtimod rollen som en acceptor og sænkede oxidationstilstanden fra +6 til +4.
Der er dog også reaktioner, hvor mangan fungerer som en elektronacceptor. Dette er f.eks. vekselvirkningen mellem dets oxid og s altsyre, der forløber i overensstemmelse med reaktionen:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoxreaktionen i dette tilfælde forløber med et fald i oxidationstilstanden for mangan fra +4 til +2 og en stigning i oxidationstilstanden for chlor fra -1 til 0.
Tidligere var oxidationen af svovloxid med nitrogenoxid i nærværelse af vand, som producerede 75 % svovlsyre, af stor praktisk betydning:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Redox-reaktionen blev tidligere udført i specielle tårne, og det endelige produkt blev kaldt tårn. Nu er denne metode langt fra den eneste til fremstilling af syre, da der er andre moderne metoder, for eksempel kontakt med faste katalysatorer. Men at opnå syre ved redoxreaktionsmetoden har ikke kun industriel, men også historisk betydning, eftersom det netop var sådan en proces, der spontant fandt sted i Londons luft i december 1952.
Anticyklonen bragte derefter usædvanligt koldt vejr, og byens indbyggere begyndte at bruge en masse kul til at opvarme deres hjem. Da denne ressource var af dårlig kvalitet efter krigen, var der koncentreret en stor mængde svovldioxid i luften, som reagerede med fugt og nitrogenoxid i atmosfæren. Som et resultat af dette fænomen er dødeligheden blandt spædbørn, ældre og personer, der lider af luftvejssygdomme, steget. Arrangementet fik navnet Den Store Smog.
Dermed er redoxreaktioner af stor praktisk betydning. At forstå deres mekanisme giver dig mulighed for bedre at forstå naturlige processer og opnå nye stoffer i laboratoriet.
