Transformarea unei substanțe în alta cu formarea de noi compuși se numește reacție chimică. Înțelegerea acestui proces este de mare importanță pentru viața oamenilor, deoarece cu ajutorul lui puteți obține o cantitate imensă de substanțe necesare și utile care se găsesc în natură în cantități mici sau nu există deloc în forma lor naturală. Printre cele mai importante soiuri se numără reacțiile redox (abreviat OVR sau redox). Ele sunt caracterizate printr-o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor sau ionilor.
Procese care au loc în timpul reacției
În timpul reacției au loc două procese - oxidarea și reducerea. Prima dintre ele se caracterizează prin donarea de electroni prin agenți reducători (donatori) cu creșterea stării lor de oxidare, al doilea prin adăugarea de electroni prin agenți oxidanți (acceptori) cu scăderea stării lor de oxidare. Cei mai des întâlniți agenți reducători sunt metalele și compușii nemetalici în cea mai scăzută stare de oxidare (hidrogen sulfurat, amoniac). tipicagenţii de oxidare sunt halogenii, azotul, oxigenul, precum şi substanţele care conţin un element în cea mai mare stare de oxidare (acid azotic sau sulfuric). Atomii, ionii, moleculele pot dona sau câștiga electroni.
Înainte de 1777, s-a emis ipoteza că oxidarea a dus la pierderea unei substanțe combustibile invizibile numită flogiston. Cu toate acestea, teoria arderii creată de A. Lavoisier i-a convins pe oamenii de știință că oxidarea are loc atunci când interacționează cu oxigenul, iar reducerea are loc sub acțiunea hidrogenului. Abia după un timp a devenit clar că nu numai hidrogenul și oxigenul pot afecta reacțiile redox.
Oxidare
Procesul de oxidare poate avea loc în fazele lichide și gazoase, precum și pe suprafața solidelor. Un rol deosebit îl joacă oxidarea electrochimică care are loc în soluții sau topituri la anod (un electrod conectat la polul pozitiv al sursei de energie). De exemplu, atunci când fluorurile sunt topite prin electroliză (descompunerea unei substanțe în elementele sale constitutive pe electrozi), se obține cel mai puternic agent oxidant anorganic, fluorul.
Un alt exemplu clasic de oxidare este arderea în aer și oxigenul pur. Diferite substanțe sunt capabile de acest proces: metale și nemetale, compuși organici și anorganici. De importanță practică este arderea combustibilului, care este în principal un amestec complex de hidrocarburi cu cantități mici de oxigen, sulf, azot și alte elemente.
Oxidant clasic –oxigen
O substanță sau un compus chimic simplu în care atomii atașează electroni se numește agent oxidant. Un exemplu clasic de astfel de substanță este oxigenul, care se transformă în oxizi după reacție. Dar și un agent oxidant în reacțiile redox este ozonul, care se reduce la substanțe organice (de exemplu, cetone și aldehide), peroxizi, hipocloriți, clorați, acizi azotic și sulfuric, oxid de mangan și permanganat. Este ușor de observat că toate aceste substanțe conțin oxigen.
Alți oxidanți obișnuiți
Cu toate acestea, reacția redox nu este doar un proces care implică oxigen. În schimb, halogenii, cromul și chiar cationii metalici și un ion de hidrogen (dacă se transformă într-o substanță simplă ca rezultat al reacției) pot acționa ca un agent oxidant.
Câți electroni vor fi acceptați depinde în mare măsură de concentrația agentului de oxidare, precum și de activitatea metalului care interacționează cu acesta. De exemplu, în reacția acidului azotic concentrat cu un metal (zinc) pot fi acceptați 3 electroni, iar în interacțiunea acelorași substanțe, cu condiția ca acidul să fie într-o formă foarte diluată, deja 8 electroni.
Cei mai puternici oxidanți
Toți agenții de oxidare diferă prin puterea proprietăților lor. Deci, ionul de hidrogen are o capacitate de oxidare redusă, în timp ce clorul atomic, format în acva regia (un amestec de acizi azotic și clorhidric în raport de 1:3), poate oxida chiar și aurul și platina.
Acidul selenic concentrat are proprietăți similare. Acest lucru îl face unic printre alți acizi organici. Când este diluat, nu este capabil să interacționeze cu aurul, dar este totuși mai puternic decât acidul sulfuric și poate chiar oxida alți acizi, cum ar fi acidul clorhidric.
Un alt exemplu de agent oxidant puternic este permanganatul de potasiu. Interacționează cu succes cu compușii organici și este capabil să rupă legături puternice de carbon. Oxidul de cupru, ozonura de cesiu, superoxidul de cesiu, precum și difluorura de xenon, tetrafluorura și hexafluorura de xenon au, de asemenea, activitate ridicată. Capacitatea lor de oxidare se datorează potenţialului ridicat al electrodului atunci când reacţionează într-o soluţie apoasă diluată.
Cu toate acestea, există substanțe în care acest potențial este și mai mare. Dintre moleculele anorganice, fluorul este cel mai puternic agent de oxidare, dar nu este capabil să acționeze asupra xenonului gaz inert fără căldură și presiune suplimentară. Dar acest lucru este rezolvat cu succes de hexafluorura de platină, difluorodioxidul, difluorura de cripton, difluorura de argint, sărurile divalente de argint și alte substanțe. Pentru capacitatea lor unică de a reacții redox, sunt clasificați ca oxidanți foarte puternici.
Recuperare
Inițial, termenul „recuperare” era sinonim cu dezoxidarea, adică privarea unei substanțe de oxigen. Cu toate acestea, de-a lungul timpului, cuvântul a căpătat un nou sens, însemnând extragerea metalelor din compușii care le conțin, precum și orice transformări chimice în carepartea electronegativă a unei substanțe este înlocuită cu un element încărcat pozitiv, cum ar fi hidrogenul.
Complexitatea procesului depinde în mare măsură de afinitatea chimică a elementelor din compus. Cu cât este mai slab, cu atât reacția este mai ușoară. De obicei, afinitatea este mai slabă în compușii endotermici (căldura este absorbită în timpul formării lor). Recuperarea lor este destul de simplă. Un exemplu izbitor în acest sens sunt explozivii.
Pentru o reacție care implică compuși exotermici (formați odată cu degajarea de căldură), trebuie aplicată o sursă puternică de energie, cum ar fi un curent electric.
Agenți de reducere standard
Cel mai vechi și comun agent reducător este cărbunele. Se amestecă cu oxizi de minereu, când este încălzit, oxigenul este eliberat din amestec, care se combină cu carbonul. Rezultatul este o pulbere, granule sau aliaj metalic.
Un alt agent reducător comun este hidrogenul. Poate fi folosit și pentru a extrage metale. Pentru a face acest lucru, oxizii sunt înfundați într-un tub prin care trece un curent de hidrogen. Practic, această metodă se aplică la cupru, plumb, cositor, nichel sau cob alt. O poți aplica pe fier, dar reducerea va fi incompletă și se va forma apă. Aceeași problemă se observă atunci când se încearcă tratarea oxizilor de zinc cu hidrogen și este agravată și mai mult de volatilitatea metalului. Potasiul și alte elemente nu sunt deloc reduse de hidrogen.
Caracteristici ale reacțiilor în chimia organică
În desfășurareparticula de reducere acceptă electroni și, prin urmare, scade numărul de oxidare al unuia dintre atomii săi. Cu toate acestea, este convenabil să se determine esența reacției prin schimbarea stării de oxidare cu participarea compușilor anorganici, în timp ce în chimia organică este dificil să se calculeze numărul de oxidare, acesta are adesea o valoare fracțională.
Pentru a naviga prin reacțiile redox care implică substanțe organice, trebuie să rețineți următoarea regulă: reducerea are loc atunci când un compus renunță la atomi de oxigen și dobândește atomi de hidrogen și invers, oxidarea este caracterizată prin adăugarea de oxigen.
Procesul de reducere este de o mare importanță practică pentru chimia organică. El este cel care stă la baza hidrogenării catalitice utilizate în scopuri de laborator sau industriale, în special, purificarea substanțelor și sistemelor din hidrocarburi și impurități de oxigen.
Reacția poate avea loc atât la temperaturi și presiuni scăzute (până la 100 de grade Celsius, respectiv 1-4 atmosfere), cât și la temperaturi ridicate (până la 400 de grade și câteva sute de atmosfere). Producția de substanțe organice necesită instrumente complexe pentru a asigura condițiile potrivite.
Metalele active din grupa platinei sau nichelul neprețios, cuprul, molibdenul și cob altul sunt utilizați ca catalizatori. Ultima opțiune este mai economică. Restaurarea are loc datorită sorbției simultane a substratului și a hidrogenului cu facilitarea reacției dintre acestea.
Reacțiile de reducere continuăși în interiorul corpului uman. În unele cazuri, pot fi utile și chiar vitale, în altele pot duce la consecințe negative grave. De exemplu, compușii care conțin azot din organism sunt transformați în amine primare, care, printre alte funcții utile, constituie substanțe proteice care sunt materialul de construcție al țesuturilor. În același timp, alimentele vopsite cu anilină produc compuși toxici.
Tipuri de reacții
Ce fel de reacții redox, devine clar dacă te uiți la prezența modificărilor stărilor de oxidare. Dar în cadrul acestui tip de transformare chimică, există variații.
Deci, dacă la interacțiune participă molecule de diferite substanțe, dintre care una include un atom de oxidare, iar ceal altă un agent reducător, reacția este considerată intermoleculară. În acest caz, ecuația reacției redox poate fi următoarea:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Ecuația arată că stările de oxidare ale fierului și hidrogenului se modifică, în timp ce acestea fac parte din diferite substanțe.
Dar există și reacții redox intramoleculare, în care un atom dintr-un compus chimic este oxidat și altul este redus și se obțin substanțe noi:
2H2O=2H2 + O2.
Un proces mai complex are loc atunci când același element acționează ca donor și acceptor de electroni și formează mai mulți compuși noi, care sunt incluși în diferite stări de oxidare. Un astfel de proces se numeștedismutare sau disproporționare. Un exemplu în acest sens este următoarea transformare:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Din ecuația de mai sus a reacției redox, se poate observa că sarea Bertolet, în care clorul se află în starea de oxidare de +5, se descompune în două componente - clorura de potasiu cu starea de oxidare a clorului -1 și perclorat cu un număr de oxidare de +7. Se dovedește că același element și-a crescut și a scăzut simultan starea de oxidare.
Reversul procesului de dismutare este reacția de coproporționare sau reproporționare. În ea, doi compuși, care conțin același element în diferite stări de oxidare, reacționează unul cu celăl alt pentru a forma o nouă substanță cu un singur număr de oxidare:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
După cum puteți vedea din exemplele de mai sus, în unele ecuații, substanța este precedată de numere. Ele arată numărul de molecule implicate în proces și se numesc coeficienți stoichiometrici ai reacțiilor redox. Pentru ca ecuația să fie corectă, trebuie să știi cum să le aranjezi.
Metoda de echilibrare electronică
Echilibrul reacțiilor redox este întotdeauna păstrat. Aceasta înseamnă că agentul de oxidare acceptă exact atât de mulți electroni cât au fost eliberați de agentul reducător. Pentru a compune corect o ecuație pentru o reacție redox, trebuie să urmați acest algoritm:
- Determinați stările de oxidare ale elementelor înainte și după reacție. De exemplu, înreacția dintre acidul azotic și fosfor în prezența apei produce acid fosforic și oxid nitric: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NR. Hidrogenul din toți compușii are o stare de oxidare de +1, iar oxigenul are -2. Pentru azot, înainte de începerea reacției, numărul de oxidare este +5, iar după ce continuă +2, pentru fosfor - 0 și, respectiv, +5.
- Marcați elementele în care s-a modificat numărul de oxidare (azot și fosfor).
- Compune ecuații electronice: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Egalizați numărul de electroni primiți alegând cel mai mic multiplu comun și calculând multiplicatorul (numerele 3 și 5 sunt divizori pentru numărul 15, respectiv, multiplicatorul pentru azot este 5, iar pentru fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Adăugați semireacțiile rezultate în funcție de părțile din stânga și din dreapta: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - al 15-lea=3Р+5. Dacă totul este făcut corect în această etapă, electronii se vor micșora.
- Rescrieți complet ecuația, punând coeficienții în funcție de balanța electronică a reacției redox: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Verificați dacă numărul de elemente înainte și după reacție rămâne același peste tot și, dacă este necesar, adăugați coeficienți în fața altor substanțe (în acest exemplu, cantitatea de hidrogen și oxigen nu s-a egalizat, pentru ca ecuația de reacție pentru a arăta corect, trebuie să adăugați un coeficient în fațaapă): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
O metodă atât de simplă vă permite să plasați corect coeficienții și să evitați confuzia.
Exemple de reacții
Un exemplu ilustrativ de reacție redox este interacțiunea manganului cu acidul sulfuric concentrat, procedând după cum urmează:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Reacția redox are loc cu o schimbare a stărilor de oxidare ale manganului și sulfului. Înainte de începerea procesului, manganul era într-o stare nelegată și avea o stare de oxidare zero. Dar atunci când interacționează cu sulful, care face parte din acid, acesta a crescut starea de oxidare la +2, acționând astfel ca un donor de electroni. Sulful, dimpotrivă, a jucat rolul unui acceptor, scăzând starea de oxidare de la +6 la +4.
Cu toate acestea, există și reacții în care manganul acționează ca un acceptor de electroni. De exemplu, aceasta este interacțiunea oxidului său cu acidul clorhidric, procedând conform reacției:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Reacția redox în acest caz are loc cu o scădere a stării de oxidare a manganului de la +4 la +2 și o creștere a stării de oxidare a clorului de la -1 la 0.
Anterior, oxidarea oxidului de sulf cu oxid de azot în prezența apei, care producea 75% acid sulfuric, era de mare importanță practică:
SO2 + NU2 + H2O=NU + H2So4.
Reacția redox se desfășura în turnuri speciale, iar produsul final se numea turn. Acum această metodă este departe de a fi singura în producția de acid, deoarece există și alte metode moderne, de exemplu, contactul folosind catalizatori solizi. Dar obținerea acidului prin metoda reacției redox are o semnificație nu numai industrială, ci și istorică, deoarece tocmai un astfel de proces a avut loc în mod spontan în aerul Londrei în decembrie 1952.
Anticiclonul a adus atunci vreme neobișnuit de rece, iar orășenii au început să folosească mult cărbune pentru a-și încălzi casele. Deoarece această resursă a fost de proastă calitate după război, în aer a fost concentrată o mare cantitate de dioxid de sulf, care a reacţionat cu umiditatea şi oxidul de azot din atmosferă. Ca urmare a acestui fenomen, a crescut mortalitatea sugarilor, a vârstnicilor și a celor care suferă de boli respiratorii. Evenimentul a primit numele de Marele Smog.
Astfel, reacțiile redox sunt de mare importanță practică. Înțelegerea mecanismului lor vă permite să înțelegeți mai bine procesele naturale și să obțineți noi substanțe în laborator.
