Die transformasie van een stof in 'n ander met die vorming van nuwe verbindings word 'n chemiese reaksie genoem. Om hierdie proses te verstaan is van groot belang vir die lewe van mense, want met sy hulp kan jy 'n groot hoeveelheid nodige en nuttige stowwe kry wat in klein hoeveelhede in die natuur voorkom of glad nie in hul natuurlike vorm bestaan nie. Onder die belangrikste variëteite is redoksreaksies (afgekort OVR of redoks). Hulle word gekenmerk deur 'n verandering in die oksidasietoestande van atome of ione.
Prosesse wat tydens die reaksie plaasvind
Tydens die reaksie vind twee prosesse plaas – oksidasie en reduksie. Die eerste van hulle word gekenmerk deur die skenking van elektrone deur reduseermiddels (skenkers) met 'n toename in hul oksidasietoestand, die tweede deur die byvoeging van elektrone deur oksideermiddels (akseptors) met 'n afname in hul oksidasietoestand. Die mees algemene reduseermiddels is metale en nie-metaalverbindings in die laagste oksidasietoestand (waterstofsulfied, ammoniak). tipiesoksideermiddels is halogene, stikstof, suurstof, sowel as stowwe wat 'n element in die hoogste oksidasietoestand (salpetersuur of swaelsuur) bevat. Atome, ione, molekules kan elektrone skenk of kry.
Voor 1777 is die hipotese veronderstel dat oksidasie gelei het tot die verlies van 'n onsigbare brandbare stof genaamd flogiston. Die verbrandingsteorie wat deur A. Lavoisier geskep is, het wetenskaplikes egter oortuig dat oksidasie plaasvind wanneer dit met suurstof in wisselwerking tree, en reduksie vind plaas onder die werking van waterstof. Eers na 'n rukkie het dit duidelik geword dat nie net waterstof en suurstof redoksreaksies kan beïnvloed nie.
Oxidation
Die proses van oksidasie kan in die vloeistof- en gasfase plaasvind, sowel as op die oppervlak van vaste stowwe. 'n Spesiale rol word gespeel deur elektrochemiese oksidasie wat in oplossings of smeltings by die anode voorkom ('n elektrode wat aan die positiewe pool van die kragbron gekoppel is). Byvoorbeeld, wanneer fluoriede deur elektrolise gesmelt word (die ontbinding van 'n stof in sy samestellende elemente op elektrodes), word die sterkste anorganiese oksideermiddel, fluoor, verkry.
Nog 'n klassieke voorbeeld van oksidasie is verbranding in lug en suiwer suurstof. Verskeie stowwe is in staat tot hierdie proses: metale en nie-metale, organiese en anorganiese verbindings. Van praktiese belang is die verbranding van brandstof, wat hoofsaaklik 'n komplekse mengsel van koolwaterstowwe met klein hoeveelhede suurstof, swael, stikstof en ander elemente is.
Klassieke oksideermiddel –suurstof
'n Eenvoudige stof of chemiese verbinding waarin atome elektrone heg, word 'n oksideermiddel genoem. 'n Klassieke voorbeeld van so 'n stof is suurstof, wat na die reaksie in oksiede verander. Maar ook 'n oksideermiddel in redoksreaksies is osoon, wat gereduseer word tot organiese stowwe (byvoorbeeld ketone en aldehiede), peroksiede, hipochloriete, chlorate, salpeter- en swawelsure, mangaanoksied en permanganaat. Dit is maklik om te sien dat al hierdie stowwe suurstof bevat.
Ander algemene oksideermiddels
Die redoksreaksie is egter nie net 'n proses wat suurstof behels nie. In plaas daarvan kan halogene, chroom en selfs metaalkatione en 'n waterstofioon (as dit as gevolg van die reaksie in 'n eenvoudige stof verander) as 'n oksideermiddel optree.
Hoeveel elektrone sal aanvaar word hang grootliks af van die konsentrasie van die oksideermiddel, sowel as van die aktiwiteit van die metaal wat daarmee in wisselwerking is. Byvoorbeeld, in die reaksie van gekonsentreerde salpetersuur met 'n metaal (sink), kan 3 elektrone aanvaar word, en in die interaksie van dieselfde stowwe, mits die suur in 'n baie verdunde vorm is, reeds 8 elektrone.
Die sterkste oksideermiddels
Alle oksideermiddels verskil in die sterkte van hul eienskappe. Dus, die waterstofioon het 'n lae oksidasievermoë, terwyl atomiese chloor, gevorm in aqua regia ('n mengsel van salpeter- en soutsure in 'n verhouding van 1:3), selfs goud en platinum kan oksideer.
Gekonsentreerde seleensuur het soortgelyke eienskappe. Dit maak dit uniek onder ander organiese sure. Wanneer dit verdun is, is dit nie in staat om met goud te reageer nie, maar dit is steeds sterker as swaelsuur, en kan selfs ander sure, soos soutsuur, oksideer.
Nog 'n voorbeeld van 'n sterk oksideermiddel is kaliumpermanganaat. Dit werk suksesvol met organiese verbindings en is in staat om sterk koolstofbindings te breek. Koperoksied, sesiumosonied, sesiumsuperoksied, sowel as xenon-difluoried, tetrafluoried en xenon-heksafluoried het ook hoë aktiwiteit. Hulle oksideervermoë is te danke aan die hoë elektrodepotensiaal wanneer dit in 'n verdunde waterige oplossing reageer.
Daar is egter stowwe waarin hierdie potensiaal selfs hoër is. Onder anorganiese molekules is fluoor die sterkste oksideermiddel, maar dit kan nie op die inerte gas xenon inwerk sonder bykomende hitte en druk nie. Maar dit word suksesvol hanteer deur platinumheksafluoried, difluorodioksied, kryptondifluoried, silwerdifluoried, tweewaardige silwersoute en 'n paar ander stowwe. Vir hul unieke vermoë om reaksies te redokseer, word hulle as baie sterk oksideerders geklassifiseer.
Recovery
Oorspronklik was die term "herstel" sinoniem met deoksidasie, dit wil sê die ontneming van 'n stof van suurstof. Met verloop van tyd het die woord egter 'n nuwe betekenis gekry, dit beteken die onttrekking van metale uit verbindings wat dit bevat, sowel as enige chemiese transformasies waarindie elektronegatiewe deel van 'n stof word vervang deur 'n positief gelaaide element, soos waterstof.
Die kompleksiteit van die proses hang grootliks af van die chemiese affiniteit van die elemente in die verbinding. Hoe swakker dit is, hoe makliker word die reaksie uitgevoer. Tipies is die affiniteit swakker in endotermiese verbindings (hitte word geabsorbeer tydens hul vorming). Hul herstel is redelik eenvoudig. 'n Treffende voorbeeld hiervan is plofstof.
Om 'n reaksie wat eksotermiese verbindings (gevorm met die vrystelling van hitte) insluit, moet 'n sterk bron van energie, soos 'n elektriese stroom, aangewend word.
Standaard reduksiemiddels
Die oudste en algemeenste reduksiemiddel is steenkool. Dit meng met ertsoksiede, wanneer dit verhit word, word suurstof uit die mengsel vrygestel, wat met koolstof kombineer. Die resultaat is 'n poeier, korrels of metaallegering.
Nog 'n algemene reduseermiddel is waterstof. Dit kan ook gebruik word om metale te myn. Om dit te doen, word die oksiede in 'n buis verstop waardeur 'n stroom waterstof gevoer word. Basies word hierdie metode toegepas op koper, lood, tin, nikkel of kob alt. Jy kan dit op yster aanwend, maar die reduksie sal onvolledig wees en water word gevorm. Dieselfde probleem word waargeneem wanneer mens probeer om sinkoksiede met waterstof te behandel, en dit word verder vererger deur die vlugtigheid van die metaal. Kalium en sommige ander elemente word glad nie deur waterstof gereduseer nie.
Kenmerke van reaksies in organiese chemie
Aan die gangdie reduksiedeeltjie aanvaar elektrone en verlaag daardeur die oksidasiegetal van een van sy atome. Dit is egter gerieflik om die essensie van die reaksie te bepaal deur die oksidasietoestand met die deelname van anorganiese verbindings te verander, terwyl dit in organiese chemie moeilik is om die oksidasiegetal te bereken, dit het dikwels 'n breukwaarde.
Om die redoksreaksies waarby organiese stowwe betrokke is te navigeer, moet jy die volgende reël onthou: reduksie vind plaas wanneer 'n verbinding suurstofatome prysgee en waterstofatome verkry, en omgekeerd, oksidasie word gekenmerk deur die byvoeging van suurstof.
Die reduksieproses is van groot praktiese belang vir organiese chemie. Dit is hy wat onderlê katalitiese hidrogenering wat vir laboratorium- of industriële doeleindes gebruik word, veral die suiwering van stowwe en sisteme van koolwaterstof- en suurstof-onsuiwerhede.
Die reaksie kan beide by lae temperature en drukke (tot 100 grade Celsius en 1-4 atmosfeer onderskeidelik) en by hoë temperature (tot 400 grade en etlike honderde atmosfeer) voortgaan. Die produksie van organiese stowwe vereis komplekse instrumente om die regte toestande te verskaf.
Aktiewe platinumgroepmetale of nie-edel nikkel, koper, molibdeen en kob alt word as katalisators gebruik. Laasgenoemde opsie is meer ekonomies. Herstel vind plaas as gevolg van die gelyktydige sorpsie van die substraat en waterstof met die fasilitering van die reaksie tussen hulle.
Verminderingsreaksies gaan voorten binne die menslike liggaam. In sommige gevalle kan hulle nuttig en selfs lewensbelangrik wees, in ander kan dit tot ernstige negatiewe gevolge lei. Stikstofbevattende verbindings in die liggaam word byvoorbeeld omgeskakel in primêre amiene, wat, onder andere nuttige funksies, proteïenstowwe uitmaak wat die boumateriaal van weefsels is. Terselfdertyd produseer anilien-geverfde kosse giftige verbindings.
Tipe reaksies
Watter soort redoksreaksies, dit word duidelik as jy kyk na die teenwoordigheid van veranderinge in oksidasietoestande. Maar binne hierdie tipe chemiese transformasie is daar variasies.
Dus, as molekules van verskillende stowwe aan die interaksie deelneem, waarvan een 'n oksiderende atoom insluit, en die ander 'n reduseermiddel, word die reaksie as intermolekulêr beskou. In hierdie geval kan die redoksreaksievergelyking soos volg wees:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Die vergelyking wys dat die oksidasietoestande van yster en waterstof verander, terwyl hulle deel is van verskillende stowwe.
Maar daar is ook intramolekulêre redoksreaksies, waarin een atoom in 'n chemiese verbinding geoksideer word en 'n ander verminder word, en nuwe stowwe verkry word:
2H2O=2H2 + O2.
'n Meer komplekse proses vind plaas wanneer dieselfde element as 'n elektronskenker en -ontvanger optree en verskeie nuwe verbindings vorm, wat in verskillende oksidasietoestande ingesluit is. So 'n proses word genoemdismutasie of disproporsionering. 'n Voorbeeld hiervan is die volgende transformasie:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Uit bogenoemde vergelyking van die redoksreaksie kan gesien word dat Bertolet-sout, waarin chloor in die oksidasietoestand van +5 is, in twee komponente ontbind - kaliumchloried met die oksidasietoestand van chloor -1 en perchloraat met 'n oksidasiegetal van +7. Dit blyk dat dieselfde element gelyktydig sy oksidasietoestand verhoog en verlaag het.
Die omgekeerde van die proses van dismutasie is die reaksie van ko-proporsionering of herproporsionering. Daarin reageer twee verbindings, wat dieselfde element in verskillende oksidasietoestande bevat, met mekaar om 'n nuwe stof met 'n enkele oksidasiegetal te vorm:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Soos jy uit die voorbeelde hierbo kan sien, word die stof in sommige vergelykings deur getalle voorafgegaan. Hulle toon die aantal molekules wat by die proses betrokke is en word stoïgiometriese koëffisiënte van redoksreaksies genoem. Vir die vergelyking om korrek te wees, moet jy weet hoe om hulle te rangskik.
E-balansmetode
Die balans in redoksreaksies word altyd bewaar. Dit beteken dat die oksideermiddel presies soveel elektrone aanvaar as wat deur die reduseermiddel weggegee is. Om 'n vergelyking vir 'n redoksreaksie korrek saam te stel, moet jy hierdie algoritme volg:
- Bepaal die oksidasietoestande van die elemente voor en na die reaksie. Byvoorbeeld, inreaksie tussen salpetersuur en fosfor in die teenwoordigheid van water produseer fosforsuur en stikstofoksied: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NO. Waterstof in alle verbindings het 'n oksidasietoestand van +1, en suurstof het -2. Vir stikstof, voor die reaksie begin, is die oksidasiegetal +5, en nadat dit voortgaan +2, vir fosfor - 0 en +5, onderskeidelik.
- Merk die elemente waarin die oksidasiegetal verander het (stikstof en fosfor).
- Stel elektroniese vergelykings op: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Gelyk die aantal ontvangde elektrone deur die kleinste gemene veelvoud te kies en die vermenigvuldiger te bereken (die getalle 3 en 5 is onderskeidelik delers vir die getal 15, die vermenigvuldiger vir stikstof is 5, en vir fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Voeg die resulterende halfreaksies by volgens die linker- en regterdele: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15de=3Р+5. As alles in hierdie stadium reg gedoen word, sal die elektrone krimp.
- Herskryf die vergelyking volledig en plaas die koëffisiënte volgens die elektroniese balans van die redoksreaksie: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Kyk of die aantal elemente voor en na die reaksie oral dieselfde bly, en indien nodig, voeg koëffisiënte by voor ander stowwe (in hierdie voorbeeld het die hoeveelheid waterstof en suurstof nie gelyk gemaak nie, om die reaksievergelyking om korrek te lyk, moet jy 'n koëffisiënt voor byvoegwater): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
So 'n eenvoudige metode laat jou toe om die koëffisiënte korrek te plaas en verwarring te vermy.
Voorbeelde van reaksies
'n Illustratiewe voorbeeld van 'n redoksreaksie is die interaksie van mangaan met gekonsentreerde swaelsuur, wat soos volg voortgaan:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Die redoksreaksie gaan voort met 'n verandering in die oksidasietoestande van mangaan en swael. Voor die aanvang van die proses was mangaan in 'n ongebonde toestand en het 'n nul-oksidasietoestand gehad. Maar wanneer dit met swael, wat deel van die suur is, in wisselwerking tree, het dit die oksidasietoestand tot +2 verhoog en dus as 'n elektronskenker opgetree. Swael, inteendeel, het die rol van 'n aanvaarder gespeel, wat die oksidasietoestand van +6 na +4 verlaag het.
Daar is egter ook reaksies waarin mangaan as 'n elektronaannemer optree. Dit is byvoorbeeld die interaksie van sy oksied met soutsuur, volgens die reaksie:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Die redoksreaksie in hierdie geval gaan voort met 'n afname in die oksidasietoestand van mangaan van +4 tot +2 en 'n toename in die oksidasietoestand van chloor van -1 tot 0.
Voorheen was die oksidasie van swaweloksied met stikstofoksied in die teenwoordigheid van water, wat 75% swaelsuur geproduseer het, van groot praktiese belang:
SO2 + NO2 + H2O=NEE + H2So4.
Die redoksreaksie is vroeër in spesiale torings uitgevoer, en die finale produk is toring genoem. Nou is hierdie metode ver van die enigste in die produksie van suur, aangesien daar ander moderne metodes is, byvoorbeeld kontak met vaste katalisators. Maar die verkryging van suur deur die redoksreaksiemetode het nie net industriële nie, maar ook historiese betekenis, aangesien dit juis so 'n proses was wat spontaan in die lug van Londen in Desember 1952 plaasgevind het.
Die antisikloon het toe buitengewone koue weer gebring, en die dorpsmense het baie steenkool begin gebruik om hul huise te verhit. Aangesien hierdie hulpbron ná die oorlog van swak geh alte was, is 'n groot hoeveelheid swaeldioksied in die lug gekonsentreer, wat met vog en stikstofoksied in die atmosfeer gereageer het. As gevolg van hierdie verskynsel het die sterftesyfer van babas, bejaardes en diegene wat aan respiratoriese siektes ly, toegeneem. Die geleentheid het die naam van die Groot Smog gekry.
Redoksreaksies is dus van groot praktiese belang. As jy hul meganisme verstaan, kan jy natuurlike prosesse beter verstaan en nuwe stowwe in die laboratorium bereik.
