Premena jednej látky na druhú s tvorbou nových zlúčenín sa nazýva chemická reakcia. Pochopenie tohto procesu má veľký význam pre život ľudí, pretože s jeho pomocou môžete získať obrovské množstvo potrebných a užitočných látok, ktoré sa v prírode nachádzajú v malom množstve alebo v prirodzenej forme vôbec neexistujú. Medzi najvýznamnejšie odrody patria redoxné reakcie (skrátene OVR alebo redox). Vyznačujú sa zmenou oxidačných stavov atómov alebo iónov.
Procesy vyskytujúce sa počas reakcie
Počas reakcie prebiehajú dva procesy – oxidácia a redukcia. Prvý z nich charakterizuje darovanie elektrónov redukčnými činidlami (donory) so zvýšením ich oxidačného stavu, druhý pridaním elektrónov oxidačnými činidlami (akceptormi) so znížením ich oxidačného stavu. Najbežnejšími redukčnými činidlami sú kovy a nekovové zlúčeniny v najnižšom oxidačnom stupni (sírovodík, amoniak). typickýoxidačnými činidlami sú halogény, dusík, kyslík, ako aj látky, ktoré obsahujú prvok v najvyššom oxidačnom stupni (kyselina dusičná alebo sírová). Atómy, ióny, molekuly môžu darovať alebo získať elektróny.
Pred rokom 1777 sa predpokladalo, že oxidácia má za následok stratu neviditeľnej horľavej látky nazývanej flogistón. Teória spaľovania vytvorená A. Lavoisierom však presvedčila vedcov, že pri interakcii s kyslíkom dochádza k oxidácii a pôsobeniu vodíka dochádza k redukcii. Až po chvíli sa ukázalo, že nielen vodík a kyslík môžu ovplyvniť redoxné reakcie.
Oxidácia
Proces oxidácie môže prebiehať v kvapalnej a plynnej fáze, ako aj na povrchu pevných látok. Osobitnú úlohu zohráva elektrochemická oxidácia vyskytujúca sa v roztokoch alebo taveninách na anóde (elektróda pripojená na kladný pól zdroja energie). Napríklad, keď sa fluoridy roztavia elektrolýzou (rozkladom látky na jej základné prvky na elektródach), získa sa najsilnejšie anorganické oxidačné činidlo, fluór.
Ďalším klasickým príkladom oxidácie je spaľovanie na vzduchu a čistom kyslíku. Tohto procesu sú schopné rôzne látky: kovy a nekovy, organické a anorganické zlúčeniny. Praktický význam má spaľovanie paliva, ktoré je najmä zložitou zmesou uhľovodíkov s malým množstvom kyslíka, síry, dusíka a ďalších prvkov.
Klasický oxidant –kyslík
Jednoduchá látka alebo chemická zlúčenina, v ktorej atómy pripájajú elektróny, sa nazýva oxidačné činidlo. Klasickým príkladom takejto látky je kyslík, ktorý sa po reakcii mení na oxidy. Ale aj oxidačným činidlom pri redoxných reakciách je ozón, ktorý sa redukuje na organické látky (napríklad ketóny a aldehydy), peroxidy, chlórnany, chlorečnany, kyseliny dusičné a sírové, oxid manganatý a manganistan. Je ľahké vidieť, že všetky tieto látky obsahujú kyslík.
Iné bežné oxidačné činidlá
Redoxná reakcia však nie je len proces zahŕňajúci kyslík. Namiesto toho môžu ako oxidačné činidlo pôsobiť halogény, chróm a dokonca aj katióny kovov a vodíkový ión (ak sa v dôsledku reakcie zmení na jednoduchú látku).
Koľko elektrónov bude akceptovaných závisí vo veľkej miere od koncentrácie oxidačného činidla, ako aj od aktivity kovu, ktorý s ním interaguje. Napríklad pri reakcii koncentrovanej kyseliny dusičnej s kovom (zinok) možno akceptovať 3 elektróny a pri interakcii tých istých látok, za predpokladu, že kyselina je vo veľmi zriedenej forme, už 8 elektrónov.
Najsilnejšie oxidanty
Všetky oxidačné činidlá sa líšia silou svojich vlastností. Vodíkový ión má teda nízku oxidačnú schopnosť, zatiaľ čo atómový chlór, vznikajúci v aqua regia (zmes kyseliny dusičnej a chlorovodíkovej v pomere 1:3), dokáže oxidovať dokonca aj zlato a platinu.
Koncentrovaná kyselina selénová má podobné vlastnosti. Vďaka tomu je jedinečná medzi ostatnými organickými kyselinami. Po zriedení nie je schopný interagovať so zlatom, ale je stále silnejší ako kyselina sírová a môže dokonca oxidovať iné kyseliny, ako je kyselina chlorovodíková.
Ďalším príkladom silného oxidačného činidla je manganistan draselný. Úspešne interaguje s organickými zlúčeninami a je schopný rozbiť silné uhlíkové väzby. Oxid meďnatý, ozonid cézny, superoxid cézny, ako aj fluorid xenónový, tetrafluorid a fluorid xenónový majú tiež vysokú aktivitu. Ich oxidačná schopnosť je spôsobená vysokým elektródovým potenciálom pri reakcii v zriedenom vodnom roztoku.
Sú však látky, v ktorých je tento potenciál ešte vyšší. Spomedzi anorganických molekúl je fluór najsilnejším oxidačným činidlom, ale bez dodatočného tepla a tlaku nie je schopný pôsobiť na inertný plyn xenón. S tým sa však úspešne vyrovnáva fluorid platiny, difluórdioxid, kryptóndifluorid, fluorid strieborný, soli dvojmocného striebra a niektoré ďalšie látky. Pre svoju jedinečnú schopnosť redoxných reakcií sú klasifikované ako veľmi silné oxidačné činidlá.
Recovery
Pôvodne bol výraz „obnovenie“synonymom deoxidácie, teda zbavenia látky kyslíka. Časom však toto slovo nadobudlo nový význam, znamenalo extrakciu kovov zo zlúčenín, ktoré ich obsahujú, ako aj akékoľvek chemické premeny, pri ktorýchelektronegatívna časť látky je nahradená kladne nabitým prvkom, ako je vodík.
Zložitosť procesu závisí vo veľkej miere od chemickej afinity prvkov v zlúčenine. Čím je slabší, tým ľahšie prebieha reakcia. Typicky je afinita slabšia v endotermických zlúčeninách (teplo sa absorbuje počas ich tvorby). Ich obnova je pomerne jednoduchá. Pozoruhodným príkladom sú výbušniny.
Na reakciu zahŕňajúcu exotermické zlúčeniny (vznikajúce pri uvoľňovaní tepla) je potrebné použiť silný zdroj energie, napríklad elektrický prúd.
Štandardné redukčné činidlá
Najstaršie a najbežnejšie redukčné činidlo je uhlie. Mieša sa s oxidmi rúd, pri zahrievaní sa zo zmesi uvoľňuje kyslík, ktorý sa spája s uhlíkom. Výsledkom je prášok, granule alebo kovová zliatina.
Ďalším bežným redukčným činidlom je vodík. Dá sa použiť aj na ťažbu kovov. Za týmto účelom sa oxidy upchajú do trubice, cez ktorú prechádza prúd vodíka. V podstate sa táto metóda aplikuje na meď, olovo, cín, nikel alebo kob alt. Môžete ho aplikovať na žehličku, ale redukcia bude neúplná a tvorí sa voda. Rovnaký problém sa pozoruje pri pokuse o úpravu oxidov zinku vodíkom a ďalej sa zhoršuje prchavosťou kovu. Draslík a niektoré ďalšie prvky nie sú vodíkom redukované vôbec.
Vlastnosti reakcií v organickej chémii
Prebieharedukčná častica prijíma elektróny a tým znižuje oxidačné číslo jedného z jej atómov. Podstatu reakcie je však vhodné určiť zmenou oxidačného stavu za účasti anorganických zlúčenín, kým v organickej chémii je ťažké vypočítať oxidačné číslo, často má zlomkovú hodnotu.
Na navigáciu v redoxných reakciách organických látok si musíte pamätať na nasledujúce pravidlo: k redukcii dochádza, keď sa zlúčenina vzdáva atómov kyslíka a získava atómy vodíka, a naopak, oxidácia je charakterizovaná pridaním kyslíka.
Redukčný proces má pre organickú chémiu veľký praktický význam. Je to on, kto je základom katalytickej hydrogenácie používanej na laboratórne alebo priemyselné účely, najmä na čistenie látok a systémov od uhľovodíkových a kyslíkových nečistôt.
Reakcia môže prebiehať pri nízkych teplotách a tlakoch (do 100 stupňov Celzia a 1-4 atmosfér), ako aj pri vysokých teplotách (do 400 stupňov a niekoľko stoviek atmosfér). Výroba organických látok si vyžaduje zložité nástroje na zabezpečenie správnych podmienok.
Ako katalyzátory sa používajú aktívne kovy zo skupiny platiny alebo nevzácny nikel, meď, molybdén a kob alt. Posledná možnosť je ekonomickejšia. K obnove dochádza v dôsledku súčasnej sorpcie substrátu a vodíka s uľahčením reakcie medzi nimi.
Redukčné reakcie prebiehajúa vo vnútri ľudského tela. V niektorých prípadoch môžu byť užitočné a dokonca životne dôležité, v iných môžu viesť k vážnym negatívnym následkom. Napríklad zlúčeniny obsahujúce dusík sa v tele premieňajú na primárne amíny, ktoré okrem iných užitočných funkcií tvoria bielkovinové látky, ktoré sú stavebným materiálom tkanív. Potraviny farbené anilínom zároveň produkujú toxické zlúčeniny.
Typy reakcií
Aký druh redoxných reakcií, je jasné, keď sa pozriete na prítomnosť zmien oxidačných stavov. Ale v rámci tohto typu chemickej transformácie existujú variácie.
Ak sa teda na interakcii zúčastňujú molekuly rôznych látok, z ktorých jedna obsahuje oxidačný atóm a druhá redukčné činidlo, reakcia sa považuje za intermolekulárnu. V tomto prípade môže byť rovnica redoxnej reakcie nasledovná:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Rovnica ukazuje, že oxidačné stavy železa a vodíka sa menia, pričom sú súčasťou rôznych látok.
Existujú však aj intramolekulárne redoxné reakcie, pri ktorých sa jeden atóm v chemickej zlúčenine oxiduje a druhý redukuje, čím sa získavajú nové látky:
2H2O=2H2 + O2.
Zložitejší proces nastáva, keď ten istý prvok pôsobí ako donor a akceptor elektrónu a vytvára niekoľko nových zlúčenín, ktoré sú zahrnuté v rôznych oxidačných stavoch. Takýto proces je tzvdismutácia alebo disproporcia. Príkladom je nasledujúca transformácia:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Z vyššie uvedenej rovnice redoxnej reakcie je vidieť, že Bertoletova soľ, v ktorej je chlór v oxidačnom stave +5, sa rozkladá na dve zložky - chlorid draselný s oxidačným stavom chlóru -1 a chloristan s oxidačným číslom +7. Ukazuje sa, že ten istý prvok súčasne zvýšil a znížil svoj oxidačný stav.
Obráteným procesom dismutácie je reakcia spoluproporcionácie alebo reproporcionácie. V ňom dve zlúčeniny, ktoré obsahujú rovnaký prvok v rôznych oxidačných stavoch, spolu reagujú za vzniku novej látky s jediným oxidačným číslom:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Ako môžete vidieť z vyššie uvedených príkladov, v niektorých rovniciach pred látkou sú čísla. Ukazujú počet molekúl zapojených do procesu a nazývajú sa stechiometrické koeficienty redoxných reakcií. Aby bola rovnica správna, musíte vedieť, ako ich usporiadať.
Metóda elektronického zostatku
Rovnováha v redoxných reakciách je vždy zachovaná. To znamená, že oxidačné činidlo prijme presne toľko elektrónov, koľko bolo odovzdaných redukčným činidlom. Ak chcete správne zostaviť rovnicu pre redoxnú reakciu, musíte postupovať podľa tohto algoritmu:
- Určite oxidačné stavy prvkov pred a po reakcii. Napríklad vreakciou medzi kyselinou dusičnou a fosforom v prítomnosti vody vzniká kyselina fosforečná a oxid dusnatý: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NIE. Vodík vo všetkých zlúčeninách má oxidačný stav +1 a kyslík má -2. Pre dusík je pred začiatkom reakcie oxidačné číslo +5 a po jej priebehu +2 pre fosfor - 0 a +5.
- Označte prvky, v ktorých sa zmenilo oxidačné číslo (dusík a fosfor).
- Zostavte elektronické rovnice: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Vyrovnajte počet prijatých elektrónov výberom najmenšieho spoločného násobku a výpočtom násobiteľa (čísla 3 a 5 sú deliteľmi pre číslo 15, v tomto poradí, násobiteľ pre dusík je 5 a pre fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Pridajte výsledné polovičné reakcie podľa ľavej a pravej časti: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Р+5. Ak sa v tejto fáze všetko urobí správne, elektróny sa zmenšia.
- Prepíšte rovnicu úplne, uveďte koeficienty podľa elektronickej rovnováhy redoxnej reakcie: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5 NIE.
- Skontrolujte, či počet prvkov pred a po reakcii zostáva všade rovnaký, a ak je to potrebné, pridajte koeficienty pred ostatné látky (v tomto príklade sa množstvo vodíka a kyslíka nevyrovnalo, aby Aby rovnica reakcie vyzerala správne, musíte pred ňu pridať koeficientvoda): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NIE.
Takáto jednoduchá metóda vám umožní správne umiestniť koeficienty a vyhnúť sa nejasnostiam.
Príklady reakcií
Názorným príkladom redoxnej reakcie je interakcia mangánu s koncentrovanou kyselinou sírovou, ktorá prebieha takto:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoxná reakcia prebieha so zmenou oxidačných stavov mangánu a síry. Pred začiatkom procesu bol mangán v neviazanom stave a mal nulový oxidačný stav. Ale pri interakcii so sírou, ktorá je súčasťou kyseliny, zvýšila oxidačný stav na +2, čím pôsobila ako donor elektrónov. Síra naopak zohrávala úlohu akceptora, ktorý znižoval oxidačný stav z +6 na +4.
Existujú však aj reakcie, pri ktorých mangán pôsobí ako akceptor elektrónov. Ide napríklad o interakciu jeho oxidu s kyselinou chlorovodíkovou, ktorá prebieha podľa reakcie:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoxná reakcia v tomto prípade prebieha so znížením oxidačného stavu mangánu z +4 na +2 a zvýšením oxidačného stavu chlóru z -1 na 0.
Predtým mala veľký praktický význam oxidácia oxidu sírového oxidom dusíka v prítomnosti vody, ktorá produkovala 75 % kyseliny sírovej:
SO2 + NIE2 + H2O=NIE + H2So4.
Redoxná reakcia sa kedysi uskutočňovala v špeciálnych vežiach a konečný produkt sa nazýval veža. Teraz táto metóda nie je zďaleka jediná pri výrobe kyseliny, pretože existujú aj iné moderné metódy, napríklad kontakt s pevnými katalyzátormi. Ale získavanie kyseliny redoxnou reakčnou metódou má nielen priemyselný, ale aj historický význam, pretože presne takýto proces sa spontánne objavil vo vzduchu v Londýne v decembri 1952.
Anticyklóna potom priniesla nezvyčajne chladné počasie a obyvatelia miest začali na vykurovanie svojich domovov využívať veľa uhlia. Keďže tento zdroj bol po vojne nekvalitný, vo vzduchu sa koncentrovalo veľké množstvo oxidu siričitého, ktorý reagoval s vlhkosťou a oxidom dusíka v atmosfére. V dôsledku tohto javu sa zvýšila úmrtnosť dojčiat, starších ľudí a ľudí trpiacich chorobami dýchacích ciest. Akcia dostala názov Veľký smog.
Redoxné reakcie majú teda veľký praktický význam. Pochopenie ich mechanizmu vám umožní lepšie pochopiť prírodné procesy a dosiahnuť nové látky v laboratóriu.
