Preoblikovanje ene snovi v drugo s tvorbo novih spojin se imenuje kemična reakcija. Razumevanje tega procesa je zelo pomembno za življenje ljudi, saj lahko z njegovo pomočjo dobite ogromno potrebnih in uporabnih snovi, ki jih v naravi najdemo v majhnih količinah ali pa sploh ne obstajajo v naravni obliki. Med najpomembnejšimi sortami so redoks reakcije (skrajšano OVR ali redoks). Zanje je značilna sprememba oksidacijskih stanj atomov ali ionov.
Procesi, ki se pojavijo med reakcijo
Med reakcijo potekata dva procesa - oksidacija in redukcija. Za prvo od njih je značilno darovanje elektronov z redukcijskimi sredstvi (donorji) s povečanjem njihovega oksidacijskega stanja, za drugo z dodajanjem elektronov z oksidacijskimi sredstvi (akceptorji) z zmanjšanjem njihovega oksidacijskega stanja. Najpogostejši reduktorji so kovine in nekovinske spojine v najnižjem oksidacijskem stanju (vodikov sulfid, amoniak). tipičnooksidanti so halogeni, dušik, kisik, pa tudi snovi, ki vsebujejo element v najvišjem oksidacijskem stanju (dušikova ali žveplova kislina). Atomi, ioni, molekule lahko darujejo ali pridobijo elektrone.
Pred letom 1777 je bila domneva, da je oksidacija povzročila izgubo nevidne gorljive snovi, imenovane flogiston. Vendar pa je teorija zgorevanja, ki jo je ustvaril A. Lavoisier, prepričala znanstvenike, da pri interakciji s kisikom pride do oksidacije, do redukcije pa pod delovanjem vodika. Šele čez nekaj časa je postalo jasno, da na redoks reakcije ne vplivata samo vodik in kisik.
oksidacija
Proces oksidacije se lahko pojavi v tekoči in plinasti fazi, pa tudi na površini trdnih snovi. Posebno vlogo ima elektrokemična oksidacija, ki se pojavlja v raztopinah ali talinah na anodi (elektrodi, priključeni na pozitivni pol vira energije). Na primer, ko fluoride talimo z elektrolizo (razgradnjo snovi na njene sestavne elemente na elektrodah), dobimo najmočnejše anorgansko oksidanto, fluor.
Še en klasičen primer oksidacije je zgorevanje v zraku in čistem kisiku. Tega procesa so sposobne različne snovi: kovine in nekovine, organske in anorganske spojine. Praktičnega pomena je zgorevanje goriva, ki je večinoma zapletena mešanica ogljikovodikov z majhnimi količinami kisika, žvepla, dušika in drugih elementov.
Klasični oksidant –kisik
Preprosta snov ali kemična spojina, v kateri atomi vežejo elektrone, se imenuje oksidacijsko sredstvo. Klasičen primer takšne snovi je kisik, ki se po reakciji spremeni v okside. A tudi oksidant v redoks reakcijah je ozon, ki se reducira na organske snovi (na primer ketone in aldehide), perokside, hipoklorite, klorate, dušikovo in žveplovo kislino, manganov oksid in permanganat. Zlahka je videti, da vse te snovi vsebujejo kisik.
Drugi običajni oksidanti
Vendar redoks reakcija ni le proces, ki vključuje kisik. Namesto tega lahko halogeni, krom in celo kovinski kationi ter vodikov ion (če se zaradi reakcije spremeni v preprosto snov) delujejo kot oksidant.
Koliko elektronov bo sprejetih, je v veliki meri odvisno od koncentracije oksidanta, pa tudi od aktivnosti kovine, ki z njim sodeluje. Na primer, pri reakciji koncentrirane dušikove kisline s kovino (cinkom) je mogoče sprejeti 3 elektrone, pri interakciji istih snovi pa, če je kislina v zelo razredčeni obliki, že 8 elektronov.
Najmočnejši oksidanti
Vsi oksidanti se razlikujejo po jakosti svojih lastnosti. Torej ima vodikov ion nizko oksidacijsko sposobnost, medtem ko atomski klor, ki nastane v aqua regia (mešanica dušikove in klorovodikove kisline v razmerju 1:3), lahko oksidira celo zlato in platino.
Koncentrirana selenska kislina ima podobne lastnosti. Zaradi tega je edinstvena med drugimi organskimi kislinami. Ko je razredčen, ne more komunicirati z zlatom, vendar je še vedno močnejši od žveplove kisline in lahko celo oksidira druge kisline, kot je klorovodikova kislina.
Še en primer močnega oksidanta je kalijev permanganat. Uspešno sodeluje z organskimi spojinami in je sposoben prekiniti močne ogljikove vezi. Visoko aktivnost imajo tudi bakrov oksid, cezijev ozonid, cezijev superoksid, pa tudi ksenon difluorid, tetrafluorid in ksenon heksafluorid. Njihova oksidacijska sposobnost je posledica visokega potenciala elektrode pri reakciji v razredčeni vodni raztopini.
Vendar pa obstajajo snovi, pri katerih je ta potencial še večji. Med anorganskimi molekulami je fluor najmočnejši oksidant, vendar brez dodatne toplote in pritiska ne more delovati na inertni plin ksenon. Toda s tem se uspešno spopadajo platin heksafluorid, difluorodioksid, kripton difluorid, srebrov difluorid, dvovalentne srebrove soli in nekatere druge snovi. Zaradi svoje edinstvene sposobnosti redoks reakcij so razvrščeni kot zelo močni oksidanti.
Obnovitev
Prvotno je bil izraz "okrevanje" sinonim za deoksidacijo, to je odvzem kisika snovi. Vendar je sčasoma beseda dobila nov pomen, pomenila je ekstrakcijo kovin iz spojin, ki jih vsebujejo, pa tudi kakršne koli kemične transformacije, pri katerihelektronegativni del snovi se nadomesti s pozitivno nabitim elementom, kot je vodik.
Zapletenost postopka je v veliki meri odvisna od kemične afinitete elementov v spojini. Čim šibkejša je, tem lažje se izvede reakcija. Značilno je, da je afiniteta pri endotermnih spojinah šibkejša (toplota se absorbira med njihovim nastankom). Njihovo okrevanje je precej preprosto. Osupljiv primer tega je eksploziv.
Za reakcijo, ki vključuje eksotermne spojine (nastanejo s sproščanjem toplote), je treba uporabiti močan vir energije, kot je električni tok.
Standardna redukcijska sredstva
Najstarejše in najpogostejše redukcijsko sredstvo je premog. Meša se z oksidi rude, pri segrevanju se iz mešanice sprosti kisik, ki se združi z ogljikom. Rezultat je prah, granule ali kovinska zlitina.
Drugo pogost redukcijsko sredstvo je vodik. Uporablja se lahko tudi za rudarjenje kovin. Da bi to naredili, se oksidi zamašijo v cev, skozi katero poteka tok vodika. V bistvu se ta metoda uporablja za baker, svinec, kositer, nikelj ali kob alt. Lahko ga nanesete na železo, vendar bo redukcija nepopolna in nastane voda. Enak problem opazimo pri poskusu obdelave cinkovih oksidov z vodikom, še dodatno pa ga poslabša hlapnost kovine. Vodik sploh ne reducira kalija in nekaterih drugih elementov.
Značilnosti reakcij v organski kemiji
V tekuredukcijski delec sprejme elektrone in s tem zniža oksidacijsko število enega od svojih atomov. Vendar je priročno določiti bistvo reakcije s spreminjanjem oksidacijskega stanja s sodelovanjem anorganskih spojin, medtem ko je v organski kemiji težko izračunati oksidacijsko število, pogosto ima frakcijsko vrednost.
Za krmarjenje po redoks reakcijah, ki vključujejo organske snovi, si morate zapomniti naslednje pravilo: do redukcije pride, ko spojina opusti atome kisika in pridobi atome vodika, in obratno, za oksidacijo je značilno dodajanje kisika.
Proces redukcije je velikega praktičnega pomena za organsko kemijo. On je tisti, ki je osnova katalitskega hidrogeniranja, ki se uporablja za laboratorijske ali industrijske namene, zlasti za čiščenje snovi in sistemov pred nečistočami ogljikovodikov in kisika.
Reakcija lahko poteka tako pri nizkih temperaturah in tlakih (do 100 stopinj Celzija oziroma 1-4 atmosfere) kot pri visokih temperaturah (do 400 stopinj in nekaj sto atmosfer). Proizvodnja organskih snovi zahteva kompleksne instrumente, ki zagotavljajo prave pogoje.
Aktivne kovine platinske skupine ali neplemeniti nikelj, baker, molibden in kob alt se uporabljajo kot katalizatorji. Zadnja možnost je bolj ekonomična. Obnova nastane zaradi hkratne sorpcije substrata in vodika s pospeševanjem reakcije med njima.
Reakcije zmanjšanja se nadaljujejoin znotraj človeškega telesa. V nekaterih primerih so lahko koristni in celo vitalni, v drugih pa lahko povzročijo resne negativne posledice. Na primer, spojine, ki vsebujejo dušik, se v telesu pretvorijo v primarne amine, ki med drugimi koristnimi funkcijami tvorijo beljakovinske snovi, ki so gradbeni material tkiv. Hkrati živila, barvana z anilinom, proizvajajo strupene spojine.
Vrste reakcij
Kakšne redoks reakcije, postane jasno, če pogledate prisotnost sprememb v oksidacijskih stanjih. Toda znotraj te vrste kemične preobrazbe obstajajo razlike.
Torej, če v interakciji sodelujejo molekule različnih snovi, od katerih ena vključuje oksidacijski atom, druga pa redukcijsko sredstvo, se reakcija šteje za medmolekularno. V tem primeru je enačba redoks reakcije lahko naslednja:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Enčba kaže, da se oksidacijska stanja železa in vodika spreminjata, medtem ko sta del različnih snovi.
Vendar obstajajo intramolekularne redoks reakcije, pri katerih se en atom v kemični spojini oksidira, drugi pa reducira, pri čemer nastanejo nove snovi:
2H2O=2H2 + O2.
Bolj zapleten proces nastane, ko isti element deluje kot darovalec in akceptor elektronov in tvori več novih spojin, ki so vključene v različna oksidacijska stanja. Takšen proces se imenujedismutiranost ali nesorazmernost. Primer tega je naslednja transformacija:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Iz zgornje enačbe redoks reakcije je razvidno, da se Bertoletova sol, v kateri je klor v oksidacijskem stanju +5, razpade na dve komponenti - kalijev klorid z oksidacijskim stanjem klora -1 in perklorat z oksidacijskim številom +7. Izkazalo se je, da je isti element hkrati povečal in znižal svoje oksidacijsko stanje.
Nasprotno od procesa dismutacije je reakcija sorazmerja ali reproporcioniranja. V njem dve spojini, ki vsebujeta isti element v različnih oksidacijskih stanjih, reagirata med seboj in tvorita novo snov z enim samim oksidacijskim številom:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Kot lahko vidite iz zgornjih primerov, so v nekaterih enačbah pred snovjo številke. Prikazujejo število molekul, vključenih v proces, in se imenujejo stehiometrični koeficienti redoks reakcij. Da je enačba pravilna, jih morate znati razporediti.
Metoda E-ravnotežja
Ravnovesje v redoks reakcijah je vedno ohranjeno. To pomeni, da oksidant sprejme natanko toliko elektronov, kolikor jih je oddalo redukcijsko sredstvo. Če želite pravilno sestaviti enačbo za redoks reakcijo, morate upoštevati ta algoritem:
- Določite oksidacijska stanja elementov pred in po reakciji. Na primer, vreakcija med dušikovo kislino in fosforjem v prisotnosti vode proizvaja fosforno kislino in dušikov oksid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + ŠT. Vodik v vseh spojinah ima oksidacijsko stanje +1, kisik pa -2. Za dušik, preden se reakcija začne, je oksidacijsko število +5, potem ko se nadaljuje +2, za fosfor - 0 oziroma +5.
- Označi elemente, pri katerih se je spremenilo oksidacijsko število (dušik in fosfor).
- Sestavite elektronske enačbe: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Izenačite število prejetih elektronov tako, da izberete najmanjši skupni večkratnik in izračunate množitelj (številki 3 in 5 sta delitelja števila 15, množitelj za dušik je 5, za fosfor pa 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Dodajte nastale polovične reakcije glede na levi in desni del: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Р+5. Če je na tej stopnji vse opravljeno pravilno, se bodo elektroni skrčili.
- Popolnoma prepišite enačbo in zapišite koeficiente glede na elektronsko ravnovesje redoks reakcije: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Preveri, ali ostaja število elementov pred in po reakciji povsod enako, in po potrebi dodaj koeficiente pred drugimi snovmi (v tem primeru se količina vodika in kisika nista izenačila, da bi da bi enačba reakcije izgledala pravilno, morate prednjo dodati koeficientvoda): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NE.
Ta preprosta metoda vam omogoča, da pravilno postavite koeficiente in se izognete zmedi.
Primeri reakcij
Ilustrativen primer redoks reakcije je interakcija mangana s koncentrirano žveplovo kislino, ki poteka na naslednji način:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoks reakcija poteka s spremembo oksidacijskih stanj mangana in žvepla. Pred začetkom postopka je bil mangan v nevezanem stanju in je imel ničelno oksidacijsko stanje. Toda pri interakciji z žveplom, ki je del kisline, je povečalo oksidacijsko stanje na +2 in tako deloval kot darovalec elektronov. Žveplo je nasprotno igralo vlogo akceptorja in znižalo oksidacijsko stanje s +6 na +4.
Vendar pa obstajajo tudi reakcije, pri katerih mangan deluje kot akceptor elektronov. To je na primer interakcija njegovega oksida s klorovodikovo kislino, ki poteka po reakciji:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoks reakcija v tem primeru poteka z zmanjšanjem oksidacijskega stanja mangana s +4 na +2 in povečanjem oksidacijskega stanja klora z -1 na 0.
Prej je bila oksidacija žveplovega oksida z dušikovim oksidom v prisotnosti vode, ki je proizvedla 75 % žveplove kisline, zelo pomembna:
SO2 + NE2 + H2O=NE + H2So4.
Redoks reakcijo so včasih izvajali v posebnih stolpih, končni produkt pa so imenovali stolp. Zdaj ta metoda še zdaleč ni edina pri proizvodnji kisline, saj obstajajo tudi druge sodobne metode, na primer stik s trdnimi katalizatorji. Toda pridobivanje kisline z redoks reakcijsko metodo nima samo industrijskega, temveč tudi zgodovinskega pomena, saj se je ravno tak proces decembra 1952 spontano zgodil v zraku Londona.
Anticiklon je nato prinesel nenavadno hladno vreme in meščani so začeli uporabljati veliko premoga za ogrevanje svojih domov. Ker je bil ta vir po vojni slabe kakovosti, je bila v zraku koncentrirana velika količina žveplovega dioksida, ki je reagiral z vlago in dušikovim oksidom v ozračju. Zaradi tega pojava se je povečala umrljivost dojenčkov, starejših in obolelih za boleznimi dihal. Dogodek je dobil ime Veliki smog.
Tako so redoks reakcije velikega praktičnega pomena. Razumevanje njihovega mehanizma vam omogoča boljše razumevanje naravnih procesov in pridobivanje novih snovi v laboratoriju.
