Transformacija jedne tvari u drugu uz stvaranje novih spojeva naziva se kemijska reakcija. Razumijevanje ovog procesa od velike je važnosti za život ljudi, jer uz njegovu pomoć možete dobiti ogromnu količinu potrebnih i korisnih tvari koje se u prirodi nalaze u malim količinama ili uopće ne postoje u svom prirodnom obliku. Među najvažnijim varijantama su redoks reakcije (skraćeno OVR ili redoks). Karakteriziraju ih promjena oksidacijskih stanja atoma ili iona.
Procesi koji se događaju tijekom reakcije
Tijekom reakcije odvijaju se dva procesa - oksidacija i redukcija. Prvi od njih karakterizira doniranje elektrona redukcijskim sredstvima (donori) uz povećanje njihovog oksidacijskog stanja, drugi dodavanjem elektrona oksidacijskim sredstvima (akceptorima) uz smanjenje njihovog oksidacijskog stanja. Najčešći redukcijski agensi su metali i spojevi nemetala u najnižem oksidacijskom stanju (sumporovodik, amonijak). tipičnoOksidirajuća sredstva su halogeni, dušik, kisik, kao i tvari koje sadrže element u najvišem oksidacijskom stanju (dušična ili sumporna kiselina). Atomi, ioni, molekule mogu donirati ili dobiti elektrone.
Prije 1777. pretpostavljalo se da je oksidacija rezultirala gubitkom nevidljive zapaljive tvari zvane flogiston. Međutim, teorija izgaranja koju je stvorio A. Lavoisier uvjerila je znanstvenike da se pri interakciji s kisikom događa oksidacija, a do redukcije pod djelovanjem vodika. Tek nakon nekog vremena postalo je jasno da ne samo vodik i kisik mogu utjecati na redoks reakcije.
Oksidacija
Proces oksidacije može se odvijati u tekućoj i plinovitoj fazi, kao i na površini krutih tvari. Posebnu ulogu ima elektrokemijska oksidacija koja se događa u otopinama ili talinama na anodi (elektrodi spojenoj na pozitivni pol izvora napajanja). Na primjer, kada se fluoridi otape elektrolizom (razlaganje tvari na njene sastavne elemente na elektrodama), dobiva se najjače anorgansko oksidacijsko sredstvo, fluor.
Još jedan klasični primjer oksidacije je izgaranje u zraku i čistom kisiku. Za taj proces su sposobne razne tvari: metali i nemetali, organski i anorganski spojevi. Od praktične važnosti je izgaranje goriva, koje je uglavnom složena mješavina ugljikovodika s malim količinama kisika, sumpora, dušika i drugih elemenata.
Klasični oksidant –kisik
Jednostavna tvar ili kemijski spoj u kojem atomi vežu elektrone naziva se oksidacijsko sredstvo. Klasičan primjer takve tvari je kisik, koji se nakon reakcije pretvara u okside. Ali također oksidacijsko sredstvo u redoks reakcijama je ozon koji se reducira na organske tvari (na primjer, ketone i aldehide), perokside, hipoklorite, klorate, dušičnu i sumpornu kiselinu, manganov oksid i permanganat. Lako je vidjeti da sve te tvari sadrže kisik.
Ostali uobičajeni oksidanti
Međutim, redoks reakcija nije samo proces koji uključuje kisik. Umjesto toga, halogeni, krom, pa čak i metalni kationi i vodikov ion (ako se kao rezultat reakcije pretvori u jednostavnu tvar) mogu djelovati kao oksidacijsko sredstvo.
Koliko će elektrona biti prihvaćeno uvelike ovisi o koncentraciji oksidacijskog sredstva, kao i o aktivnosti metala koji s njim stupa u interakciju. Na primjer, u reakciji koncentrirane dušične kiseline s metalom (cinkom) mogu se prihvatiti 3 elektrona, a u interakciji istih tvari, pod uvjetom da je kiselina u vrlo razrijeđenom obliku, već 8 elektrona.
Najjači oksidanti
Svi oksidanti razlikuju se po jačini svojih svojstava. Dakle, vodikov ion ima nisku oksidacijsku sposobnost, dok atomski klor, nastao u aqua regia (mješavina dušične i klorovodične kiseline u omjeru 1:3), može oksidirati čak i zlato i platinu.
Koncentrirana selenska kiselina ima slična svojstva. To je čini jedinstvenom među ostalim organskim kiselinama. Kada je razrijeđen, ne može stupiti u interakciju sa zlatom, ali je i dalje jači od sumporne kiseline, a može čak i oksidirati druge kiseline, poput klorovodične kiseline.
Još jedan primjer jakog oksidacijskog sredstva je kalijev permanganat. Uspješno komunicira s organskim spojevima i sposoban je razbiti jake ugljikove veze. Visoku aktivnost imaju i bakreni oksid, cezijev ozonid, cezijev superoksid, kao i ksenon difluorid, tetrafluorid i ksenon heksafluorid. Njihova oksidacijska sposobnost je posljedica visokog elektrodnog potencijala kada reagiraju u razrijeđenoj vodenoj otopini.
Međutim, postoje tvari u kojima je taj potencijal još veći. Među anorganskim molekulama, fluor je najjače oksidacijsko sredstvo, ali ne može djelovati na inertni plin ksenon bez dodatne topline i pritiska. Ali s tim se uspješno nose heksafluorid platine, difluordioksid, kripton difluorid, srebrni difluorid, soli dvovalentnog srebra i neke druge tvari. Zbog svoje jedinstvene sposobnosti redoks reakcija, klasificirani su kao vrlo jaki oksidanti.
Oporavak
Izvorno je izraz "oporavak" bio sinonim za deoksidaciju, odnosno oduzimanje tvari kisika. Međutim, s vremenom je riječ dobila novo značenje, značilo je ekstrakciju metala iz spojeva koji ih sadrže, kao i sve kemijske transformacije u kojima seelektronegativni dio tvari zamijenjen je pozitivno nabijenim elementom, kao što je vodik.
Složenost procesa uvelike ovisi o kemijskom afinitetu elemenata u spoju. Što je slabiji, to se reakcija lakše provodi. Tipično, afinitet je slabiji kod endotermnih spojeva (toplina se apsorbira tijekom njihovog stvaranja). Njihov oporavak je prilično jednostavan. Upečatljiv primjer za to je eksploziv.
Da bi se izvršila reakcija koja uključuje egzotermne spojeve (koji nastaju oslobađanjem topline), mora se primijeniti jak izvor energije, poput električne struje.
Standardna redukcijska sredstva
Najdrevniji i najčešći reduktor je ugljen. Miješa se s oksidima rude, kada se zagrijava, iz smjese se oslobađa kisik koji se spaja s ugljikom. Rezultat je prah, granule ili metalna legura.
Drugo uobičajeno redukcijsko sredstvo je vodik. Također se može koristiti za rudarenje metala. Da bi se to učinilo, oksidi su začepljeni u cijev kroz koju se propušta mlaz vodika. U osnovi, ova metoda se primjenjuje na bakar, olovo, kositar, nikal ili kob alt. Možete ga primijeniti na željezo, ali redukcija će biti nepotpuna i nastaje voda. Isti se problem uočava kada se cink oksidi pokušavaju tretirati vodikom, a dodatno ga pogoršava hlapljivost metala. Kalij i neke druge elemente vodik uopće ne reducira.
Obilježja reakcija u organskoj kemiji
U tijekuredukcijska čestica prihvaća elektrone i time snižava oksidacijski broj jednog od svojih atoma. Međutim, zgodno je odrediti bit reakcije promjenom oksidacijskog stanja uz sudjelovanje anorganskih spojeva, dok je u organskoj kemiji teško izračunati oksidacijski broj, često ima frakcijsku vrijednost.
Da biste se kretali redoks reakcijama koje uključuju organske tvari, morate zapamtiti sljedeće pravilo: redukcija se događa kada spoj odustane od atoma kisika i dobije atome vodika, i obrnuto, oksidacija je karakterizirana dodatkom kisika.
Proces redukcije je od velike praktične važnosti za organsku kemiju. On je taj koji je u osnovi katalitičke hidrogenacije koja se koristi u laboratorijske ili industrijske svrhe, posebno za pročišćavanje tvari i sustava od nečistoća ugljikovodika i kisika.
Reakcija se može odvijati i na niskim temperaturama i tlakovima (do 100 stupnjeva Celzija i 1-4 atmosfere, respektivno), i na visokim temperaturama (do 400 stupnjeva i nekoliko stotina atmosfera). Proizvodnja organskih tvari zahtijeva složene instrumente za pružanje pravih uvjeta.
Aktivni metali platinske skupine ili neplemeniti nikal, bakar, molibden i kob alt koriste se kao katalizatori. Potonja opcija je ekonomičnija. Restauracija se događa zbog istodobne sorpcije supstrata i vodika uz olakšavanje reakcije između njih.
Reakcije smanjenja se nastavljajui unutar ljudskog tijela. U nekim slučajevima mogu biti korisni, pa čak i vitalni, u drugima mogu dovesti do ozbiljnih negativnih posljedica. Na primjer, spojevi koji sadrže dušik u tijelu se pretvaraju u primarne amine, koji, između ostalih korisnih funkcija, čine proteinske tvari koje su građevni materijal tkiva. U isto vrijeme, hrana obojena anilinom proizvodi otrovne spojeve.
Vrste reakcija
Kakve redoks reakcije, postaje jasno ako se pogleda prisutnost promjena u oksidacijskim stanjima. Ali unutar ove vrste kemijske transformacije postoje varijacije.
Dakle, ako u interakciji sudjeluju molekule različitih tvari, od kojih jedna uključuje oksidacijski atom, a druga redukcijsko sredstvo, reakcija se smatra intermolekularnom. U ovom slučaju, jednadžba redoks reakcije može biti sljedeća:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Jednadžba pokazuje da se oksidacijska stanja željeza i vodika mijenjaju, dok su dio različitih tvari.
Ali postoje i intramolekularne redoks reakcije, u kojima se jedan atom u kemijskom spoju oksidira, a drugi reducira, te se dobivaju nove tvari:
2H2O=2H2 + O2.
Složeniji proces nastaje kada isti element djeluje kao donor i akceptor elektrona i tvori nekoliko novih spojeva koji su uključeni u različita oksidacijska stanja. Takav proces se zovedismutacija ili disproporcionalnost. Primjer za to je sljedeća transformacija:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Iz gornje jednadžbe redoks reakcije može se vidjeti da se Bertoletova sol, u kojoj je klor u oksidacijskom stanju +5, raspada na dvije komponente - kalijev klorid s oksidacijskim stanjem klora -1 i perklorat s oksidacijskim brojem +7. Ispada da je isti element istovremeno povećavao i snižavao svoje oksidacijsko stanje.
Obrnut proces dismutacije je reakcija koproporcioniranja ili reproporcioniranja. U njemu, dva spoja, koji sadrže isti element u različitim oksidacijskim stanjima, međusobno reagiraju i tvore novu tvar s jednim oksidacijskim brojem:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Kao što možete vidjeti iz gornjih primjera, u nekim jednadžbama prethode supstanciji brojevi. Oni pokazuju broj molekula uključenih u proces i nazivaju se stehiometrijski koeficijenti redoks reakcija. Da bi jednadžba bila točna, morate ih znati rasporediti.
Metoda E-balansa
Ravnoteža u redoks reakcijama je uvijek očuvana. To znači da oksidacijsko sredstvo prihvaća točno onoliko elektrona koliko ih je dalo redukcijsko sredstvo. Da biste ispravno sastavili jednadžbu za redoks reakciju, trebate slijediti ovaj algoritam:
- Odredite oksidacijska stanja elemenata prije i nakon reakcije. Na primjer, ureakcija između dušične kiseline i fosfora u prisutnosti vode proizvodi fosfornu kiselinu i dušikov oksid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NE. Vodik u svim spojevima ima oksidacijsko stanje +1, a kisik -2. Za dušik, prije početka reakcije, oksidacijski broj je +5, a nakon što se nastavi +2, za fosfor - 0 i +5, redom.
- Označite elemente u kojima se promijenio oksidacijski broj (dušik i fosfor).
- Sastavite elektroničke jednadžbe: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Izjednačite broj primljenih elektrona odabirom najmanjeg zajedničkog višekratnika i izračunavanjem množitelja (brojevi 3 i 5 su djelitelji za broj 15, odnosno množitelj za dušik je 5, a za fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Dodajte rezultirajuće polu-reakcije prema lijevom i desnom dijelu: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3R+5. Ako je sve učinjeno ispravno u ovoj fazi, elektroni će se smanjiti.
- Ponovno napišite jednadžbu, upisujući koeficijente prema elektroničkoj ravnoteži redoks reakcije: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Provjeriti ostaje li broj elemenata prije i poslije reakcije svugdje isti, te po potrebi dodati koeficijente ispred ostalih tvari (u ovom primjeru se količina vodika i kisika nije izjednačila, kako bi da bi jednadžba reakcije izgledala ispravno, morate dodati koeficijent ispredvoda): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NE.
Takva jednostavna metoda omogućuje vam da ispravno postavite koeficijente i izbjegnete zabunu.
Primjeri reakcija
Ilustrativan primjer redoks reakcije je interakcija mangana s koncentriranom sumpornom kiselinom, postupkom na sljedeći način:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoks reakcija se nastavlja s promjenom oksidacijskih stanja mangana i sumpora. Prije početka procesa, mangan je bio u nevezanom stanju i imao je nulto oksidacijsko stanje. Ali kada je u interakciji sa sumporom, koji je dio kiseline, povećao je oksidacijsko stanje na +2, djelujući tako kao donor elektrona. Sumpor je, naprotiv, igrao ulogu akceptora, snižavajući oksidacijsko stanje sa +6 na +4.
Međutim, postoje i reakcije u kojima mangan djeluje kao akceptor elektrona. Na primjer, ovo je interakcija njegovog oksida sa klorovodičnom kiselinom, koja se odvija prema reakciji:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoks reakcija u ovom slučaju se nastavlja smanjenjem oksidacijskog stanja mangana s +4 na +2 i povećanjem oksidacijskog stanja klora od -1 do 0.
Ranije je oksidacija sumporovog oksida dušikovim oksidom u prisutnosti vode, koja je proizvodila 75% sumporne kiseline, bila od velike praktične važnosti:
SO2 + NE2 + H2O=NE + H2So4.
Redoks reakcija se provodila u posebnim tornjevima, a konačni proizvod se zvao toranj. Sada je ova metoda daleko od jedina u proizvodnji kiseline, budući da postoje i druge moderne metode, na primjer, kontakt pomoću čvrstih katalizatora. Ali dobivanje kiseline metodom redoks reakcije ima ne samo industrijski, već i povijesni značaj, budući da se upravo takav proces spontano dogodio u zraku Londona u prosincu 1952.
Anticiklona je tada donijela neobično hladno vrijeme, a građani su počeli koristiti mnogo ugljena za grijanje svojih domova. Budući da je taj resurs nakon rata bio loše kvalitete, u zraku se koncentrirala velika količina sumporovog dioksida koji je reagirao s vlagom i dušikovim oksidom u atmosferi. Kao posljedica ove pojave, povećana je smrtnost dojenčadi, starijih osoba i oboljelih od respiratornih bolesti. Događaj je dobio ime Velikog smoga.
Dakle, redoks reakcije su od velike praktične važnosti. Razumijevanje njihovog mehanizma omogućuje vam bolje razumijevanje prirodnih procesa i dobivanje novih tvari u laboratoriju.
