Przemiana jednej substancji w drugą z utworzeniem nowych związków nazywana jest reakcją chemiczną. Zrozumienie tego procesu ma ogromne znaczenie dla życia ludzi, ponieważ z jego pomocą można uzyskać ogromną ilość niezbędnych i użytecznych substancji, które występują w przyrodzie w niewielkich ilościach lub w ogóle nie istnieją w swojej naturalnej postaci. Do najważniejszych odmian należą reakcje redoks (w skrócie OVR lub redox). Charakteryzują się zmianą stanów utlenienia atomów lub jonów.
Procesy zachodzące podczas reakcji
Podczas reakcji zachodzą dwa procesy - utlenianie i redukcja. Pierwszy z nich charakteryzuje się oddawaniem elektronów przez środki redukujące (donory) ze wzrostem ich stopnia utlenienia, drugi przez dodanie elektronów przez środki utleniające (akceptory) ze spadkiem ich stopnia utlenienia. Najczęstszymi środkami redukującymi są metale i związki niemetali na najniższym stopniu utlenienia (siarkowodór, amoniak). typowyutleniaczami są halogeny, azot, tlen, a także substancje zawierające pierwiastek na najwyższym stopniu utlenienia (kwas azotowy lub siarkowy). Atomy, jony, cząsteczki mogą oddawać lub otrzymywać elektrony.
Przed 1777 stawiano hipotezę, że utlenianie spowodowało utratę niewidzialnej palnej substancji zwanej flogistonem. Jednak teoria spalania stworzona przez A. Lavoisiera przekonała naukowców, że utlenianie zachodzi podczas interakcji z tlenem, a redukcja zachodzi pod działaniem wodoru. Dopiero po pewnym czasie stało się jasne, że nie tylko wodór i tlen mogą wpływać na reakcje redoks.
Utlenianie
Proces utleniania może zachodzić w fazie ciekłej i gazowej, a także na powierzchni ciał stałych. Szczególną rolę odgrywa utlenianie elektrochemiczne zachodzące w roztworach lub stopionych na anodzie (elektrodzie podłączonej do dodatniego bieguna źródła zasilania). Na przykład, gdy fluorki są topione przez elektrolizę (rozkład substancji na jej elementy składowe na elektrodach), otrzymuje się najsilniejszy nieorganiczny środek utleniający, fluor.
Innym klasycznym przykładem utleniania jest spalanie w powietrzu i czystym tlenie. Do tego procesu zdolne są różne substancje: metale i niemetale, związki organiczne i nieorganiczne. Praktyczne znaczenie ma spalanie paliwa, które jest głównie złożoną mieszaniną węglowodorów z niewielką ilością tlenu, siarki, azotu i innych pierwiastków.
Klasyczny utleniacz –tlen
Prosta substancja lub związek chemiczny, w którym atomy przyłączają elektrony, nazywa się środkiem utleniającym. Klasycznym przykładem takiej substancji jest tlen, który po reakcji zamienia się w tlenki. Ale także środkiem utleniającym w reakcjach redoks jest ozon, który jest redukowany do substancji organicznych (na przykład ketonów i aldehydów), nadtlenków, podchlorynów, chloranów, kwasów azotowego i siarkowego, tlenku manganu i nadmanganianu. Łatwo zauważyć, że wszystkie te substancje zawierają tlen.
Inne popularne utleniacze
Jednak reakcja redoks to nie tylko proces z udziałem tlenu. Zamiast tego halogeny, chrom, a nawet kationy metali i jon wodorowy (jeśli w wyniku reakcji zamieni się w prostą substancję) mogą działać jako środek utleniający.
Ile elektronów zostanie zaakceptowanych, zależy w dużej mierze od stężenia środka utleniającego, a także od aktywności wchodzącego z nim metalu. Na przykład w reakcji stężonego kwasu azotowego z metalem (cynkiem) można przyjąć 3 elektrony, a w interakcji tych samych substancji, pod warunkiem, że kwas jest w bardzo rozcieńczonej postaci, już 8 elektronów.
Najsilniejsze utleniacze
Wszystkie utleniacze różnią się siłą swoich właściwości. Tak więc jon wodorowy ma niską zdolność utleniania, podczas gdy chlor atomowy, powstający w wodzie królewskiej (mieszanina kwasu azotowego i chlorowodorowego w stosunku 1:3), może utleniać nawet złoto i platynę.
Stężony kwas selenowy ma podobne właściwości. To czyni go wyjątkowym wśród innych kwasów organicznych. Po rozcieńczeniu nie jest w stanie wchodzić w interakcje ze złotem, ale nadal jest silniejszy niż kwas siarkowy, a nawet może utleniać inne kwasy, takie jak kwas solny.
Innym przykładem silnego środka utleniającego jest nadmanganian potasu. Z powodzeniem oddziałuje ze związkami organicznymi i jest w stanie zrywać silne wiązania węglowe. Wysoką aktywność wykazują również tlenek miedzi, ozonek cezu, nadtlenek cezu, a także difluorek ksenonu, tetrafluorek i heksafluorek ksenonu. Ich zdolność utleniania wynika z wysokiego potencjału elektrody podczas reakcji w rozcieńczonym roztworze wodnym.
Są jednak substancje, w których ten potencjał jest jeszcze wyższy. Wśród cząsteczek nieorganicznych fluor jest najsilniejszym środkiem utleniającym, ale nie jest w stanie oddziaływać na ksenon gazu obojętnego bez dodatkowego ciepła i ciśnienia. Ale z powodzeniem radzą sobie z tym sześciofluorek platyny, difluorodwutlenek, difluorek kryptonu, difluorek srebra, dwuwartościowe sole srebra i kilka innych substancji. Ze względu na ich wyjątkową zdolność do reakcji redoks są klasyfikowane jako bardzo silne utleniacze.
Odzyskiwanie
Pierwotnie termin „odzyskiwanie” był synonimem odtleniania, czyli pozbawienia substancji tlenu. Jednak z czasem słowo to nabrało nowego znaczenia, oznaczało ekstrakcję metali z zawierających je związków, a także wszelkie przemiany chemiczne, w którychelektroujemna część substancji zostaje zastąpiona przez dodatnio naładowany pierwiastek, taki jak wodór.
Złożoność procesu zależy w dużej mierze od powinowactwa chemicznego pierwiastków w związku. Im jest słabszy, tym łatwiej przebiega reakcja. Zazwyczaj powinowactwo jest słabsze w związkach endotermicznych (ciepło jest pochłaniane podczas ich powstawania). Ich powrót do zdrowia jest dość prosty. Uderzającym tego przykładem są materiały wybuchowe.
Aby zaszła reakcja z udziałem związków egzotermicznych (powstających z wydzieleniem ciepła), należy zastosować silne źródło energii, takie jak prąd elektryczny.
Standardowe środki redukujące
Najstarszym i najbardziej powszechnym środkiem redukującym jest węgiel. Miesza się z tlenkami rudy, po podgrzaniu z mieszaniny uwalniany jest tlen, który łączy się z węglem. Rezultatem jest proszek, granulki lub stop metalu.
Innym powszechnym środkiem redukującym jest wodór. Może być również używany do wydobywania metali. Aby to zrobić, tlenki są zatkane w rurce, przez którą przepływa strumień wodoru. Zasadniczo tę metodę stosuje się do miedzi, ołowiu, cyny, niklu lub kob altu. Można go nałożyć na żelazko, ale redukcja będzie niepełna i powstanie woda. Ten sam problem obserwuje się przy próbie obróbki tlenków cynku wodorem, a dodatkowo pogarsza go lotność metalu. Potas i niektóre inne pierwiastki w ogóle nie są redukowane przez wodór.
Cechy reakcji w chemii organicznej
W tokucząstka redukcyjna przyjmuje elektrony i tym samym obniża stopień utlenienia jednego z jej atomów. Wygodne jest jednak określenie istoty reakcji poprzez zmianę stopnia utlenienia przy udziale związków nieorganicznych, podczas gdy w chemii organicznej trudno obliczyć stopień utlenienia, często ma on wartość ułamkową.
Aby poruszać się po reakcjach redoks z udziałem substancji organicznych, należy pamiętać o następującej zasadzie: redukcja występuje, gdy związek oddaje atomy tlenu i nabywa atomy wodoru, i odwrotnie, utlenianie charakteryzuje się dodatkiem tlenu.
Proces redukcji ma ogromne znaczenie praktyczne dla chemii organicznej. To on leży u podstaw katalitycznego uwodornienia wykorzystywanego do celów laboratoryjnych lub przemysłowych, w szczególności oczyszczania substancji i systemów z zanieczyszczeń węglowodorowych i tlenowych.
Reakcja może przebiegać zarówno w niskich temperaturach i ciśnieniach (odpowiednio do 100 stopni Celsjusza i 1-4 atmosfer), jak i w wysokich temperaturach (do 400 stopni i kilkaset atmosfer). Produkcja substancji organicznych wymaga złożonych instrumentów, aby zapewnić odpowiednie warunki.
Jako katalizatory stosowane są aktywne metale z grupy platynowców lub nieszlachetny nikiel, miedź, molibden i kob alt. Ta druga opcja jest bardziej ekonomiczna. Przywrócenie następuje dzięki jednoczesnej sorpcji substratu i wodoru z ułatwieniem reakcji między nimi.
Reakcje redukcji postępująi wewnątrz ludzkiego ciała. W niektórych przypadkach mogą być przydatne, a nawet niezbędne, w innych mogą prowadzić do poważnych negatywnych konsekwencji. Na przykład związki zawierające azot w organizmie przekształcane są w aminy pierwszorzędowe, które między innymi pełnią funkcje użyteczne, stanowią substancje białkowe będące budulcem tkanek. W tym samym czasie żywność barwiona aniliną wytwarza toksyczne związki.
Rodzaje reakcji
Jakie reakcje redoks stają się jasne, jeśli przyjrzymy się obecności zmian w stanach utlenienia. Ale w ramach tego typu transformacji chemicznej istnieją różnice.
Tak więc, jeśli w interakcji uczestniczą cząsteczki różnych substancji, z których jedna zawiera atom utleniający, a druga czynnik redukujący, reakcję uważa się za międzycząsteczkową. W tym przypadku równanie reakcji redoks może wyglądać następująco:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Równanie pokazuje, że stany utlenienia żelaza i wodoru zmieniają się, gdy są one częścią różnych substancji.
Ale są też wewnątrzcząsteczkowe reakcje redoks, w których jeden atom w związku chemicznym jest utleniany, a drugi redukowany, i otrzymuje się nowe substancje:
2H2O=2H2 + O2.
Bardziej złożony proces zachodzi, gdy ten sam pierwiastek działa jako donor i akceptor elektronów i tworzy kilka nowych związków, które znajdują się na różnych stopniach utlenienia. Taki proces nazywa siędysmutacja lub dysproporcja. Przykładem tego jest następująca transformacja:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Z powyższego równania reakcji redoks widać, że sól Bertoleta, w której chlor jest na stopniu utlenienia +5, rozkłada się na dwa składniki - chlorek potasu o stopniu utlenienia chloru -1 oraz nadchloran o stopniu utlenienia +7. Okazuje się, że ten sam pierwiastek jednocześnie zwiększał i obniżał swój stopień utlenienia.
Odwrotnością procesu dysmutacji jest reakcja współproporcjonowania lub reproporcjonowania. W nim dwa związki, które zawierają ten sam pierwiastek na różnych stopniach utlenienia, reagują ze sobą, tworząc nową substancję o jednym stopniu utlenienia:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Jak widać z powyższych przykładów, w niektórych równaniach substancja jest poprzedzona liczbami. Pokazują one liczbę cząsteczek biorących udział w procesie i nazywane są współczynnikami stechiometrycznymi reakcji redoks. Aby równanie było poprawne, musisz wiedzieć, jak je ułożyć.
Metoda bilansowania elektrycznego
Równowaga w reakcjach redoks jest zawsze zachowana. Oznacza to, że środek utleniający przyjmuje dokładnie tyle elektronów, ile zostało oddanych przez środek redukujący. Aby poprawnie skomponować równanie dla reakcji redoks, musisz postępować zgodnie z następującym algorytmem:
- Określ stany utlenienia pierwiastków przed i po reakcji. Na przykład wreakcja między kwasem azotowym a fosforem w obecności wody wytwarza kwas fosforowy i tlenek azotu: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NIE. Wodór we wszystkich związkach ma stopień utlenienia +1, a tlen -2. Dla azotu przed rozpoczęciem reakcji stopień utlenienia wynosi +5, a po jego przebiegu +2, dla fosforu - odpowiednio 0 i +5.
- Zaznacz pierwiastki, w których zmienił się stopień utlenienia (azot i fosfor).
- Ułóż równania elektroniczne: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Wyrównaj liczbę otrzymanych elektronów, wybierając najmniejszą wspólną wielokrotność i obliczając mnożnik (liczby 3 i 5 są dzielnikami odpowiednio liczby 15, mnożnik dla azotu wynosi 5, a dla fosforu 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Dodaj wynikowe reakcje połówkowe zgodnie z lewą i prawą częścią: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15=3Р+5. Jeśli na tym etapie wszystko zostanie wykonane poprawnie, elektrony się skurczą.
- Przepisz równanie całkowicie, zapisując współczynniki zgodnie z elektronicznym bilansem reakcji redoks: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Sprawdź, czy liczba pierwiastków przed i po reakcji pozostaje wszędzie taka sama i jeśli to konieczne, dodaj współczynniki przed innymi substancjami (w tym przykładzie ilość wodoru i tlenu nie wyrównała się, aby równanie reakcji, aby wyglądało poprawnie, należy dodać współczynnik przedwoda): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Tak prosta metoda pozwala na prawidłowe umieszczenie współczynników i uniknięcie pomyłek.
Przykłady reakcji
Ilustracyjnym przykładem reakcji redoks jest oddziaływanie manganu ze stężonym kwasem siarkowym, przebiegające w następujący sposób:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Reakcja redoks przebiega ze zmianą stopnia utlenienia manganu i siarki. Przed rozpoczęciem procesu mangan był w stanie niezwiązanym i miał zerowy stan utlenienia. Ale podczas interakcji z siarką, która jest częścią kwasu, zwiększała stopień utlenienia do +2, działając w ten sposób jako donor elektronów. Natomiast siarka pełniła rolę akceptora, obniżając stopień utlenienia z +6 do +4.
Jednak są też reakcje, w których mangan działa jak akceptor elektronów. Na przykład jest to oddziaływanie jego tlenku z kwasem solnym, przebiegające zgodnie z reakcją:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Reakcja redoks w tym przypadku przebiega ze spadkiem stopnia utlenienia manganu z +4 do +2 i wzrostem stopnia utlenienia chloru z -1 do 0.
Wcześniej duże znaczenie praktyczne miało utlenianie tlenku siarki tlenkiem azotu w obecności wody, która wytwarza 75% kwasu siarkowego:
SO2 + NIE2 + H2O=NIE + H2So4.
Reakcja redoks była kiedyś przeprowadzana w specjalnych wieżach, a produkt końcowy nazwano wieżą. Teraz ta metoda nie jest jedyną w produkcji kwasu, ponieważ istnieją inne nowoczesne metody, na przykład kontakt za pomocą stałych katalizatorów. Jednak otrzymywanie kwasu metodą reakcji redoks ma nie tylko znaczenie przemysłowe, ale i historyczne, gdyż właśnie taki proces spontanicznie nastąpił w powietrzu Londynu w grudniu 1952 roku.
Następnie antycyklon przyniósł niezwykle zimną pogodę, a mieszkańcy miasta zaczęli zużywać dużo węgla do ogrzewania swoich domów. Ponieważ surowiec ten był po wojnie złej jakości, w powietrzu koncentrowała się duża ilość dwutlenku siarki, który reagował z wilgocią i tlenkiem azotu w atmosferze. W wyniku tego zjawiska wzrosła śmiertelność niemowląt, osób starszych i cierpiących na choroby układu oddechowego. Wydarzeniu nadano nazwę Wielkiego Smogu.
Tak więc reakcje redoks mają ogromne znaczenie praktyczne. Zrozumienie ich mechanizmu pozwala lepiej zrozumieć naturalne procesy i uzyskać nowe substancje w laboratorium.
