Vienų medžiagų pavertimas kita, susidarant naujiems junginiams, vadinamas chemine reakcija. Šio proceso supratimas yra labai svarbus žmonių gyvenimui, nes jo pagalba galite gauti didžiulį kiekį reikalingų ir naudingų medžiagų, kurių gamtoje randama nedideliais kiekiais arba jų natūralia forma apskritai nėra. Tarp svarbiausių veislių yra redokso reakcijos (sutrumpintai OVR arba redox). Jiems būdingas atomų arba jonų oksidacijos būsenų pasikeitimas.
Reakcijos metu vykstantys procesai
Reakcijos metu vyksta du procesai – oksidacija ir redukcija. Pirmajam iš jų būdingas elektronų donorystė redukuojančiais agentais (donorais), padidėjus jų oksidacijos laipsniui, antrajam – elektronų pridėjimu oksiduojančiais agentais (akceptoriais), sumažėjus jų oksidacijos laipsniui. Dažniausiai pasitaikantys reduktoriai yra metalai ir nemetalų junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra žemiausias (vandenilio sulfidas, amoniakas). tipiškasOksidatoriai yra halogenai, azotas, deguonis, taip pat medžiagos, kuriose yra aukščiausios oksidacijos laipsnio elementas (azoto arba sieros rūgštis). Atomai, jonai, molekulės gali atiduoti arba įgyti elektronų.
Iki 1777 m. buvo iškelta hipotezė, kad dėl oksidacijos prarandama nematoma degi medžiaga, vadinama flogistonu. Tačiau A. Lavoisier sukurta degimo teorija įtikino mokslininkus, kad sąveikaujant su deguonimi vyksta oksidacija, o veikiant vandeniliui – redukcija. Tik po kurio laiko tapo aišku, kad ne tik vandenilis ir deguonis gali turėti įtakos redokso reakcijoms.
Oksidacija
Oksidacijos procesas gali vykti skystoje ir dujinėje fazėse, taip pat kietųjų medžiagų paviršiuje. Ypatingą vaidmenį atlieka elektrocheminė oksidacija, vykstanti tirpaluose arba lydosi prie anodo (elektrodo, prijungto prie teigiamo maitinimo š altinio poliaus). Pavyzdžiui, kai fluoridai išlydomi elektrolizės būdu (medžiagos suskaidymas į jos sudedamąsias dalis ant elektrodų), gaunamas stipriausias neorganinis oksidatorius – fluoras.
Kitas klasikinis oksidacijos pavyzdys – degimas ore ir grynas deguonis. Šiam procesui gali būti įvairios medžiagos: metalai ir nemetalai, organiniai ir neorganiniai junginiai. Praktiškai svarbus yra kuro deginimas, kuris daugiausia yra sudėtingas angliavandenilių mišinys su nedideliu deguonies, sieros, azoto ir kitų elementų kiekiu.
Klasikinis oksidatorius –deguonis
Paprasta medžiaga arba cheminis junginys, kuriame atomai prijungia elektronus, vadinama oksidatoriumi. Klasikinis tokios medžiagos pavyzdys yra deguonis, kuris po reakcijos virsta oksidais. Be to, oksidatorius redokso reakcijose yra ozonas, kuris redukuojamas į organines medžiagas (pavyzdžiui, ketonus ir aldehidus), peroksidus, hipochloritus, chloratus, azoto ir sieros rūgštis, mangano oksidą ir permanganatą. Nesunku pastebėti, kad visose šiose medžiagose yra deguonies.
Kiti įprasti oksidatoriai
Tačiau redokso reakcija nėra tik procesas, kuriame dalyvauja deguonis. Vietoj to, halogenai, chromas ir net metalo katijonai bei vandenilio jonai (jei jis reakcijos metu virsta paprasta medžiaga) gali veikti kaip oksidatorius.
Kiek elektronų bus priimta, labai priklauso nuo oksiduojančios medžiagos koncentracijos, taip pat nuo su juo sąveikaujančio metalo aktyvumo. Pavyzdžiui, koncentruotos azoto rūgšties reakcijoje su metalu (cinku) gali būti priimti 3 elektronai, o sąveikaujant toms pačioms medžiagoms, su sąlyga, kad rūgštis yra labai atskiestos formos, jau 8 elektronai.
Stipriausi oksidatoriai
Visi oksidatoriai skiriasi savo savybių stiprumu. Taigi, vandenilio jonas turi mažą oksidacinį gebėjimą, o atominis chloras, susidaręs vandeniniame vandenyje (azoto ir druskos rūgščių mišinys santykiu 1:3), gali oksiduoti net auksą ir platiną.
Koncentruota seleno rūgštis turi panašių savybių. Dėl to jis yra unikalus tarp kitų organinių rūgščių. Atskiestas jis negali sąveikauti su auksu, bet vis tiek yra stipresnis už sieros rūgštį ir netgi gali oksiduoti kitas rūgštis, pvz., druskos rūgštį.
Kitas stipraus oksidatoriaus pavyzdys yra kalio permanganatas. Jis sėkmingai sąveikauja su organiniais junginiais ir gali nutraukti stiprius anglies ryšius. Taip pat didelį aktyvumą turi vario oksidas, cezio ozonidas, cezio superoksidas, taip pat ksenono difluoridas, tetrafluoridas ir ksenono heksafluoridas. Jų oksidacinis gebėjimas atsiranda dėl didelio elektrodo potencialo, kai jie reaguoja praskiestame vandeniniame tirpale.
Tačiau yra medžiagų, kurių šis potencialas yra dar didesnis. Tarp neorganinių molekulių fluoras yra stipriausias oksidatorius, tačiau jis negali veikti inertinių dujų ksenono be papildomo karščio ir slėgio. Tačiau su tuo sėkmingai susidoroja platinos heksafluoridas, difluordioksidas, kriptono difluoridas, sidabro difluoridas, dvivalentės sidabro druskos ir kai kurios kitos medžiagos. Dėl unikalaus gebėjimo redokso reakcijas jie priskiriami labai stiprioms oksidatoriams.
Atkūrimas
Iš pradžių terminas „atstatymas“buvo deoksidacijos, tai yra, medžiagos deguonies netekimo, sinonimas. Tačiau laikui bėgant šis žodis įgavo naują reikšmę, jis reiškė metalų išgavimą iš jų turinčių junginių, taip pat bet kokius cheminius virsmus, kurių metuelektronneigiamoji medžiagos dalis pakeičiama teigiamai įkrautu elementu, pvz., vandeniliu.
Proceso sudėtingumas labai priklauso nuo junginio elementų cheminio giminingumo. Kuo jis silpnesnis, tuo lengviau vyksta reakcija. Paprastai endoterminiuose junginiuose giminingumas yra silpnesnis (jų susidarymo metu sugeriama šiluma). Jų atkūrimas yra gana paprastas. Ryškus to pavyzdys – sprogmenys.
Kad vyktų reakcija, apimanti egzoterminius junginius (susidaro išskiriant šilumą), turi būti naudojamas stiprus energijos š altinis, pvz., elektros srovė.
Standartinės reduktorius
Seniausia ir labiausiai paplitusi reduktorius yra anglis. Jis susimaišo su rūdos oksidais, kaitinant iš mišinio išsiskiria deguonis, kuris susijungia su anglimi. Rezultatas – milteliai, granulės arba metalų lydinys.
Kitas įprastas reduktorius yra vandenilis. Jis taip pat gali būti naudojamas metalams kasti. Norėdami tai padaryti, oksidai užkemšami į vamzdelį, per kurį praeina vandenilio srautas. Iš esmės šis metodas taikomas variui, švinui, alavui, nikeliui ar kob altui. Galite tepti geležimi, tačiau sumažinimas bus nepilnas ir susidarys vanduo. Ta pati problema pastebima bandant apdoroti cinko oksidus vandeniliu, o ją dar labiau apsunkina metalo lakumas. Kalio ir kai kurių kitų elementų vandenilis visiškai nesumažina.
Reakcijų ypatumai organinėje chemijoje
Vykdomaredukcijos dalelė priima elektronus ir taip sumažina vieno iš savo atomų oksidacijos skaičių. Tačiau reakcijos esmę patogu nustatyti keičiant oksidacijos būseną dalyvaujant neorganiniams junginiams, tuo tarpu organinėje chemijoje sunku apskaičiuoti oksidacijos skaičių, dažnai jis turi trupmeninę reikšmę.
Norėdami pereiti prie redokso reakcijų, susijusių su organinėmis medžiagomis, turite atsiminti tokią taisyklę: redukcija įvyksta, kai junginys atsisako deguonies atomų ir įgyja vandenilio atomus, ir atvirkščiai, oksidacijai būdingas deguonies pridėjimas.
Redukcijos procesas yra labai svarbus organinei chemijai. Būtent jis atlieka katalizinio hidrinimo, naudojamo laboratoriniais arba pramoniniais tikslais, ypač medžiagų ir sistemų valymui nuo angliavandenilių ir deguonies priemaišų, pagrindą.
Reakcija gali vykti tiek esant žemai temperatūrai ir slėgiui (atitinkamai iki 100 laipsnių Celsijaus ir 1-4 atmosferų), tiek aukštoje temperatūroje (iki 400 laipsnių ir kelių šimtų atmosferų). Organinių medžiagų gamybai reikalingi sudėtingi instrumentai, kad būtų sudarytos tinkamos sąlygos.
Katalizatoriai naudojami aktyvūs platinos grupės metalai arba nebrangusis nikelis, varis, molibdenas ir kob altas. Pastarasis variantas yra ekonomiškesnis. Restauracija įvyksta dėl vienu metu vykstančios substrato ir vandenilio sorbcijos, palengvinant jų tarpusavio reakciją.
Sumažinimo reakcijos tęsiasiir žmogaus kūno viduje. Kai kuriais atvejais jie gali būti naudingi ir netgi gyvybiškai svarbūs, kitais – sukelti rimtų neigiamų pasekmių. Pavyzdžiui, azoto turintys junginiai organizme paverčiami pirminiais aminais, kurie, be kitų naudingų funkcijų, sudaro b altymines medžiagas, kurios yra audinių statybinė medžiaga. Tuo pat metu anilinu dažyti maisto produktai gamina toksiškus junginius.
Reakcijų tipai
Kokios redokso reakcijos, paaiškėja pažvelgus į oksidacijos būsenų pokyčius. Tačiau šio tipo cheminės transformacijos atveju yra skirtumų.
Taigi, jei sąveikoje dalyvauja skirtingų medžiagų molekulės, iš kurių vienoje yra oksiduojantis atomas, o kita – reduktorius, reakcija laikoma tarpmolekuline. Šiuo atveju redokso reakcijos lygtis gali būti tokia:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Lygtis rodo, kad geležies ir vandenilio oksidacijos būsenos kinta, nors jos yra skirtingų medžiagų dalis.
Bet yra ir intramolekulinių redokso reakcijų, kurių metu vienas cheminio junginio atomas oksiduojasi, o kitas redukuojasi ir gaunamos naujos medžiagos:
2H2O=2H2 + O2.
Sudėtingesnis procesas vyksta, kai tas pats elementas veikia kaip elektronų donoras ir akceptorius ir sudaro keletą naujų junginių, kurie yra skirtingose oksidacijos būsenose. Toks procesas vadinamasdismutacija arba disproporcija. To pavyzdys yra ši transformacija:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Iš aukščiau pateiktos redokso reakcijos lygties matyti, kad Bertoleto druska, kurioje chloro oksidacijos būsena yra +5, skyla į du komponentus – kalio chloridą, kurio chloro oksidacijos laipsnis -1 ir perchloratas, kurio oksidacijos skaičius +7. Pasirodo, kad tas pats elementas vienu metu padidino ir sumažino savo oksidacijos būseną.
Dismutacijos proceso atvirkštinė pusė yra koproporcijos arba perskirstymo reakcija. Jame du junginiai, kurių sudėtyje yra tas pats elementas skirtingomis oksidacijos būsenomis, reaguoja vienas su kitu, sudarydami naują medžiagą su vienu oksidacijos numeriu:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Kaip matote iš aukščiau pateiktų pavyzdžių, kai kuriose lygtyse prieš medžiagą nurodomi skaičiai. Jie rodo procese dalyvaujančių molekulių skaičių ir vadinami stechiometriniais redokso reakcijų koeficientais. Kad lygtis būtų teisinga, turite žinoti, kaip jas išdėstyti.
E-balanso metodas
Redokso reakcijų balansas visada išsaugomas. Tai reiškia, kad oksiduojantis agentas priima lygiai tiek elektronų, kiek buvo atiduota reduktorius. Norėdami teisingai sudaryti redokso reakcijos lygtį, turite vadovautis šiuo algoritmu:
- Nustatykite elementų oksidacijos būsenas prieš ir po reakcijos. Pavyzdžiui, invykstant azoto rūgšties ir fosforo reakcijai, esant vandeniui, susidaro fosforo rūgštis ir azoto oksidas: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NE. Vandenilio oksidacijos laipsnis visuose junginiuose yra +1, o deguonies - -2. Azoto oksidacijos skaičius prieš prasidedant reakcijai yra +5, o jai pasibaigus +2, fosforo - atitinkamai 0 ir +5.
- Pažymėkite elementus, kurių oksidacijos skaičius pasikeitė (azotas ir fosforas).
- Sudarykite elektronines lygtis: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Išlyginkite gautų elektronų skaičių pasirinkdami mažiausią bendrą kartotinį ir apskaičiuodami daugiklį (skaičiai 3 ir 5 yra atitinkamai skaičiaus 15 dalikliai, azoto daugiklis yra 5, o fosforo 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Pridėkite gautas pusines reakcijas pagal kairę ir dešinę dalis: 5N+5 + 3P0=5N + 2 – 15=3Р+5. Jei šiame etape viskas bus padaryta teisingai, elektronai susitrauks.
- Visiškai perrašykite lygtį, nustatydami koeficientus pagal redokso reakcijos elektroninį balansą: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Patikrinkite, ar elementų skaičius prieš ir po reakcijos visur išlieka vienodas ir, jei reikia, pridėkite koeficientus prieš kitas medžiagas (šiame pavyzdyje vandenilio ir deguonies kiekis nesusilygino, kad Kad reakcijos lygtis atrodytų teisinga, priešais turite pridėti koeficientąvanduo): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Toks paprastas metodas leidžia teisingai išdėstyti koeficientus ir išvengti painiavos.
Reakcijų pavyzdžiai
Iliustruojamas redokso reakcijos pavyzdys yra mangano sąveika su koncentruota sieros rūgštimi, vykstanti taip:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redokso reakcija vyksta keičiantis mangano ir sieros oksidacijos būsenoms. Prieš pradedant procesą, manganas buvo nesurištas ir jo oksidacijos būsena buvo nulinė. Bet sąveikaudama su siera, kuri yra rūgšties dalis, ji padidino oksidacijos būseną iki +2, taip veikdama kaip elektronų donorė. Priešingai, siera atliko akceptoriaus vaidmenį, sumažindama oksidacijos būseną nuo +6 iki +4.
Tačiau yra ir reakcijų, kurių metu manganas veikia kaip elektronų akceptorius. Pavyzdžiui, tai yra jo oksido sąveika su druskos rūgštimi, vykstanti pagal reakciją:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Šiuo atveju redokso reakcija vyksta sumažėjus mangano oksidacijos būsenai nuo +4 iki +2, o chloro oksidacijos laipsniui padidėjus nuo -1 iki 0.
Anksčiau sieros oksido oksidavimas azoto oksidu esant vandeniui, dėl kurio susidarė 75 % sieros rūgšties, turėjo didelę praktinę reikšmę:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Anksčiau redokso reakcija buvo vykdoma specialiuose bokštuose, o galutinis produktas buvo vadinamas bokštu. Dabar šis metodas toli gražu nėra vienintelis rūgšties gamyboje, nes yra ir kitų šiuolaikinių metodų, pavyzdžiui, kontaktas naudojant kietuosius katalizatorius. Tačiau rūgšties gavimas redokso reakcijos metodu turi ne tik pramoninę, bet ir istorinę reikšmę, nes būtent toks procesas spontaniškai įvyko Londono ore 1952 m. gruodžio mėn.
Anticiklonas atnešė neįprastai š altą orą, o miestiečiai savo namams šildyti pradėjo naudoti daug anglies. Kadangi šis išteklius po karo buvo nekokybiškas, ore susikaupė didelis kiekis sieros dioksido, kuris reagavo su atmosferoje esančia drėgme ir azoto oksidu. Dėl šio reiškinio išaugo kūdikių, pagyvenusių žmonių ir sergančiųjų kvėpavimo takų ligomis mirtingumas. Renginiui suteiktas Didžiojo smogo pavadinimas.
Todėl redokso reakcijos turi didelę praktinę reikšmę. Jų mechanizmo supratimas leidžia geriau suprasti natūralius procesus ir gauti naujų medžiagų laboratorijoje.
