Omvandlingen av ett ämne till ett annat med bildning av nya föreningar kallas en kemisk reaktion. Att förstå denna process är av stor betydelse för människors liv, för med dess hjälp kan du få en enorm mängd nödvändiga och användbara ämnen som finns i naturen i små mängder eller inte existerar alls i sin naturliga form. Bland de viktigaste sorterna är redoxreaktioner (förkortat OVR eller redox). De kännetecknas av en förändring i oxidationstillstånden för atomer eller joner.
Processer som inträffar under reaktionen
Under reaktionen sker två processer - oxidation och reduktion. Den första av dem kännetecknas av donation av elektroner genom reduktionsmedel (donatorer) med en ökning av deras oxidationstillstånd, den andra av tillsats av elektroner av oxidationsmedel (acceptorer) med en minskning av deras oxidationstillstånd. De vanligaste reduktionsmedlen är metaller och icke-metalliska föreningar i lägsta oxidationstillstånd (vätesulfid, ammoniak). typiskoxidationsmedel är halogener, kväve, syre, samt ämnen som innehåller ett grundämne i högsta oxidationstillstånd (salpetersyra eller svavelsyra). Atomer, joner, molekyler kan donera eller få elektroner.
Före 1777 antogs det att oxidation resulterade i förlusten av ett osynligt brännbart ämne som kallas flogiston. Emellertid övertygade förbränningsteorin skapad av A. Lavoisier forskarna om att oxidation sker när de interagerar med syre, och reduktion sker under inverkan av väte. Först efter ett tag stod det klart att inte bara väte och syre kan påverka redoxreaktioner.
Oxidation
Oxidationsprocessen kan ske i vätske- och gasfasen, såväl som på ytan av fasta ämnen. En speciell roll spelas av elektrokemisk oxidation som sker i lösningar eller smälter vid anoden (en elektrod ansluten till strömkällans positiva pol). Till exempel, när fluorider smälts genom elektrolys (nedbrytning av ett ämne till dess beståndsdelar på elektroder), erhålls det starkaste oorganiska oxidationsmedlet, fluor.
Ett annat klassiskt exempel på oxidation är förbränning i luft och rent syre. Olika ämnen är kapabla till denna process: metaller och icke-metaller, organiska och oorganiska föreningar. Av praktisk betydelse är förbränning av bränsle, som huvudsakligen är en komplex blandning av kolväten med små mängder syre, svavel, kväve och andra grundämnen.
Klassisk oxidationsmedel –oxygen
En enkel substans eller kemisk förening där atomer fäster elektroner kallas ett oxidationsmedel. Ett klassiskt exempel på ett sådant ämne är syre, som omvandlas till oxider efter reaktionen. Men också ett oxidationsmedel i redoxreaktioner är ozon, som reduceras till organiska ämnen (till exempel ketoner och aldehyder), peroxider, hypokloriter, klorater, salpeter- och svavelsyror, manganoxid och permanganat. Det är lätt att se att alla dessa ämnen innehåller syre.
Andra vanliga oxidationsmedel
Redoxreaktionen är dock inte bara en process som involverar syre. Istället kan halogener, krom och till och med metallkatjoner och en vätejon (om den förvandlas till ett enkelt ämne som ett resultat av reaktionen) fungera som ett oxidationsmedel.
Hur många elektroner som kommer att accepteras beror till stor del på koncentrationen av oxidationsmedlet, såväl som på aktiviteten hos metallen som interagerar med den. Till exempel, i reaktionen av koncentrerad salpetersyra med en metall (zink), kan 3 elektroner accepteras, och i växelverkan mellan samma ämnen, förutsatt att syran är i en mycket utspädd form, redan 8 elektroner.
De starkaste oxidationsmedel
Alla oxidationsmedel skiljer sig åt i styrkan på sina egenskaper. Så vätejonen har en låg oxiderande förmåga, medan atomärt klor, bildat i aqua regia (en blandning av salpeter- och s altsyra i förhållandet 1:3), kan oxidera till och med guld och platina.
Koncentrerad selensyra har liknande egenskaper. Detta gör den unik bland andra organiska syror. När den är utspädd kan den inte interagera med guld, men den är fortfarande starkare än svavelsyra och kan till och med oxidera andra syror, såsom s altsyra.
Ett annat exempel på ett starkt oxidationsmedel är kaliumpermanganat. Det interagerar framgångsrikt med organiska föreningar och kan bryta starka kolbindningar. Kopparoxid, cesiumozonid, cesiumsuperoxid samt xenondifluorid, tetrafluorid och xenonhexafluorid har också hög aktivitet. Deras oxiderande förmåga beror på den höga elektrodpotentialen när de reagerar i en utspädd vattenlösning.
Det finns dock ämnen där denna potential är ännu högre. Bland oorganiska molekyler är fluor det starkaste oxidationsmedlet, men det kan inte verka på den inerta gasen xenon utan extra värme och tryck. Men detta hanteras framgångsrikt av platinahexafluorid, difluordioxid, kryptondifluorid, silverdifluorid, tvåvärda silvers alter och några andra ämnen. För sin unika förmåga att redoxa reaktioner klassificeras de som mycket starka oxidationsmedel.
Recovery
Ursprungligen var termen "återhämtning" synonymt med deoxidation, det vill säga berövelse av ett ämne av syre. Men med tiden fick ordet en ny betydelse, det betydde utvinning av metaller från föreningar som innehåller dem, såväl som alla kemiska omvandlingar därden elektronegativa delen av ett ämne ersätts av ett positivt laddat element, såsom väte.
Komplexiteten i processen beror till stor del på den kemiska affiniteten hos elementen i föreningen. Ju svagare den är, desto lättare utförs reaktionen. Typiskt är affiniteten svagare i endotermiska föreningar (värme absorberas under deras bildning). Deras återhämtning är ganska enkel. Ett slående exempel på detta är sprängämnen.
För att en reaktion som involverar exoterma föreningar (som bildas vid frigöring av värme) måste en stark energikälla, såsom en elektrisk ström, appliceras.
Standardreduktionsmedel
Det äldsta och vanligaste reduktionsmedlet är kol. Det blandas med malmoxider, vid upphettning frigörs syre från blandningen, som kombineras med kol. Resultatet är ett pulver, granulat eller metallegering.
Ett annat vanligt reduktionsmedel är väte. Den kan också användas för att bryta metaller. För att göra detta täpps oxiderna till i ett rör genom vilket en ström av väte passerar. I grund och botten tillämpas denna metod på koppar, bly, tenn, nickel eller kobolt. Du kan applicera det på järn, men reduktionen kommer att vara ofullständig och vatten bildas. Samma problem observeras när man försöker behandla zinkoxider med väte, och det förvärras ytterligare av metallens flyktighet. Kalium och vissa andra grundämnen reduceras inte alls av väte.
Funktioner för reaktioner i organisk kemi
Pågårreduktionspartikeln tar emot elektroner och sänker därmed oxidationstalet för en av dess atomer. Det är dock bekvämt att bestämma essensen av reaktionen genom att ändra oxidationstillståndet med deltagande av oorganiska föreningar, medan det inom organisk kemi är svårt att beräkna oxidationstalet, det har ofta ett bråktalsvärde.
För att navigera i redoxreaktionerna som involverar organiska ämnen, måste du komma ihåg följande regel: reduktion sker när en förening avger syreatomer och förvärvar väteatomer, och vice versa, oxidation kännetecknas av tillsats av syre.
Reduktionsprocessen är av stor praktisk betydelse för organisk kemi. Det är han som ligger till grund för katalytisk hydrering som används för laboratorie- eller industriella ändamål, i synnerhet rening av ämnen och system från kolväte- och syreföroreningar.
Reaktionen kan fortgå både vid låga temperaturer och tryck (upp till 100 grader Celsius respektive 1-4 atmosfärer), och vid höga temperaturer (upp till 400 grader och flera hundra atmosfärer). Framställning av organiska ämnen kräver komplexa instrument för att ge rätt förutsättningar.
Aktiv platinagruppmetaller eller icke-ädel nickel, koppar, molybden och kobolt används som katalysatorer. Det senare alternativet är mer ekonomiskt. Återställning sker på grund av den samtidiga sorptionen av substratet och väte med underlättande av reaktionen mellan dem.
Reduktionsreaktionerna fortsätteroch inuti människokroppen. I vissa fall kan de vara användbara och till och med livsnödvändiga, i andra kan de leda till allvarliga negativa konsekvenser. Till exempel omvandlas kväveh altiga föreningar i kroppen till primära aminer, som bland andra användbara funktioner utgör proteinämnen som är vävnadernas byggmaterial. Samtidigt producerar anilinfärgade livsmedel giftiga föreningar.
Typer av reaktioner
Vilken typ av redoxreaktioner blir det tydligt om man tittar på förekomsten av förändringar i oxidationstillstånd. Men inom den här typen av kemisk omvandling finns det variationer.
Så, om molekyler av olika ämnen deltar i interaktionen, varav en inkluderar en oxiderande atom och den andra ett reduktionsmedel, anses reaktionen vara intermolekylär. I detta fall kan redoxreaktionsekvationen vara som följer:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Ekvationen visar att oxidationstillstånden för järn och väte förändras, samtidigt som de ingår i olika ämnen.
Men det finns också intramolekylära redoxreaktioner, där en atom i en kemisk förening oxideras och en annan reduceras, och nya ämnen erhålls:
2H2O=2H2 + O2.
En mer komplex process uppstår när samma grundämne fungerar som en elektrondonator och acceptor och bildar flera nya föreningar, som ingår i olika oxidationstillstånd. En sådan process kallasdismutation eller disproportionering. Ett exempel på detta är följande transformation:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Från ovanstående ekvation av redoxreaktionen kan man se att Bertolets alt, där klor är i oxidationstillståndet +5, sönderdelas i två komponenter - kaliumklorid med oxidationstillståndet klor -1 och perklorat med ett oxidationstal på +7. Det visar sig att samma grundämne samtidigt ökade och sänkte dess oxidationstillstånd.
Det omvända till dismutationsprocessen är reaktionen av samproportionering eller omproportionering. I den reagerar två föreningar, som innehåller samma grundämne i olika oxidationstillstånd, med varandra och bildar ett nytt ämne med ett enda oxidationstal:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Som du kan se från exemplen ovan, föregås ämnet i vissa ekvationer av siffror. De visar antalet molekyler som är involverade i processen och kallas stökiometriska koefficienter för redoxreaktioner. För att ekvationen ska vara korrekt måste du veta hur du ordnar dem.
E-saldometod
Balansen i redoxreaktioner bevaras alltid. Det betyder att oxidationsmedlet tar emot exakt lika många elektroner som reduktionsmedlet gav bort. För att korrekt komponera en ekvation för en redoxreaktion måste du följa denna algoritm:
- Bestämma grundämnenas oxidationstillstånd före och efter reaktionen. Till exempel ireaktion mellan salpetersyra och fosfor i närvaro av vatten producerar fosforsyra och kväveoxid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NO. Väte i alla föreningar har ett oxidationstillstånd på +1, och syre har -2. För kväve, innan reaktionen börjar, är oxidationstalet +5, och efter det att det fortsätter +2, för fosfor - 0 respektive +5.
- Markera de grundämnen där oxidationstalet har ändrats (kväve och fosfor).
- Komponera elektroniska ekvationer: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Jämna antalet mottagna elektroner genom att välja den minsta gemensamma multipeln och beräkna multiplikatorn (talen 3 och 5 är divisorer för talet 15, multiplikatorn för kväve är 5 och för fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Lägg till de resulterande halvreaktionerna enligt de vänstra och högra delarna: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15:e=3Р+5. Om allt görs korrekt i detta skede kommer elektronerna att krympa.
- Skriv om ekvationen helt och hållet och sätt ner koefficienterna enligt den elektroniska balansen för redoxreaktionen: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Kontrollera om antalet grundämnen före och efter reaktionen förblir detsamma överallt och lägg vid behov till koefficienter framför andra ämnen (i det här exemplet utjämnas inte mängden väte och syre, för att reaktionsekvationen för att se korrekt ut måste du lägga till en koefficient framförvatten): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
En sådan enkel metod gör att du kan placera koefficienterna korrekt och undvika förvirring.
Exempel på reaktioner
Ett belysande exempel på en redoxreaktion är interaktionen mellan mangan och koncentrerad svavelsyra, som går tillväga enligt följande:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoxreaktionen fortskrider med en förändring i oxidationstillstånden för mangan och svavel. Före starten av processen var mangan i ett obundet tillstånd och hade ett nolloxidationstillstånd. Men när det interagerar med svavel, som är en del av syran, ökade det oxidationstillståndet till +2 och fungerade därmed som en elektrondonator. Svavel spelade tvärtom rollen som en acceptor och sänkte oxidationstillståndet från +6 till +4.
Det finns dock också reaktioner där mangan fungerar som en elektronacceptor. Detta är till exempel växelverkan mellan dess oxid och s altsyra, enligt reaktionen:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoxreaktionen i detta fall fortskrider med en minskning av mangans oxidationstillstånd från +4 till +2 och en ökning av oxidationstillståndet för klor från -1 till 0.
Tidigare var oxidationen av svaveloxid med kväveoxid i närvaro av vatten, som producerade 75 % svavelsyra, av stor praktisk betydelse:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Redoxreaktionen brukade utföras i speciella torn, och slutprodukten kallades torn. Nu är denna metod långt ifrån den enda i produktionen av syra, eftersom det finns andra moderna metoder, till exempel kontakt med fasta katalysatorer. Men att erhålla syra genom redoxreaktionsmetoden har inte bara industriell utan också historisk betydelse, eftersom det var just en sådan process som spontant inträffade i Londons luft i december 1952.
Anticyklonen förde sedan med sig ovanligt kallt väder, och stadsborna började använda mycket kol för att värma upp sina hem. Eftersom denna resurs var av dålig kvalitet efter kriget koncentrerades en stor mängd svaveldioxid i luften, som reagerade med fukt och kväveoxid i atmosfären. Som ett resultat av detta fenomen har dödligheten för spädbarn, äldre och personer som lider av luftvägssjukdomar ökat. Evenemanget fick namnet den stora smogen.
Därmed är redoxreaktioner av stor praktisk betydelse. Genom att förstå deras mekanism kan du bättre förstå naturliga processer och uppnå nya ämnen i laboratoriet.
