Transformacija jedne supstance u drugu sa stvaranjem novih jedinjenja naziva se hemijska 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 jona.
Procesi koji se dešavaju tokom reakcije
Tokom reakcije odvijaju se dva procesa - oksidacija i redukcija. Prvi od njih karakterizira doniranje elektrona redukcijskim agensima (donatorima) uz povećanje njihovog oksidacijskog stanja, drugi dodavanjem elektrona oksidacijskim sredstvima (akceptorima) uz smanjenje njihovog oksidacijskog stanja. Najčešći redukcioni agensi su metali i jedinjenja nemetala u najnižem oksidacionom stanju (vodonik sulfid, amonijak). tipičnoOksidirajući agensi su halogeni, dušik, kisik, kao i tvari koje sadrže element u najvišem oksidacijskom stanju (dušičnu ili sumpornu kiselinu). Atomi, joni, molekuli mogu donirati ili dobiti elektrone.
Prije 1777. pretpostavljalo se da je oksidacija rezultirala gubitkom nevidljive zapaljive tvari zvane flogiston. Međutim, teorija sagorijevanja koju je stvorio A. Lavoisier uvjerila je naučnike da se oksidacija događa u interakciji s kisikom, a redukcija pod djelovanjem vodonika. Tek nakon nekog vremena postalo je jasno da ne samo vodonik i kisik mogu utjecati na redoks reakcije.
Oksidacija
Proces oksidacije se može odvijati u tečnoj i gasovitoj fazi, kao i na površini čvrstih materija. Posebnu ulogu igra elektrohemijska oksidacija koja se javlja u rastvorima ili topljenjima na anodi (elektrodi spojenoj na pozitivni pol izvora napajanja). Na primjer, kada se fluoridi rastope elektrolizom (razlaganje supstance na njene sastavne elemente na elektrodama), dobija se najjači neorganski oksidant, fluor.
Još jedan klasičan primjer oksidacije je sagorijevanje u zraku i čistom kisiku. Za ovaj proces su sposobne različite supstance: metali i nemetali, organska i neorganska jedinjenja. Od praktičnog značaja je sagorevanje goriva, koje je uglavnom složena mešavina ugljovodonika sa malim količinama kiseonika, sumpora, azota i drugih elemenata.
Klasični oksidant –kiseonik
Jednostavna supstanca ili hemijsko jedinjenje u koje atomi vezuju elektrone naziva se oksidaciono sredstvo. Klasičan primjer takve tvari je kisik, koji se nakon reakcije pretvara u okside. Ali i oksidant u redoks reakcijama je ozon, koji se reducira na organske tvari (na primjer, ketone i aldehide), perokside, hipoklorite, klorate, dušičnu i sumpornu kiselinu, mangan oksid i permanganat. Lako je vidjeti da sve ove tvari sadrže kisik.
Drugi uobičajeni oksidanti
Međutim, redoks reakcija nije samo proces koji uključuje kiseonik. Umjesto toga, halogeni, krom, pa čak i metalni kationi i vodikov ion (ako se pretvori u jednostavnu supstancu kao rezultat reakcije) mogu djelovati kao oksidacijski agens.
Koliko će elektrona biti prihvaćeno u velikoj meri zavisi od koncentracije oksidacionog agensa, kao i od aktivnosti metala koji sa njim komunicira. Na primjer, u reakciji koncentrovane dušične kiseline sa metalom (cinkom) mogu se prihvatiti 3 elektrona, a u interakciji istih supstanci, pod uslovom da je kiselina u vrlo razrijeđenom obliku, već 8 elektrona.
Najjači oksidanti
Svi oksidanti razlikuju se po jačini svojih svojstava. Dakle, jon vodonika ima nisku oksidacionu sposobnost, dok atomski hlor, nastao u aqua regia (mješavina dušične i hlorovodonične kiseline u omjeru 1:3), može oksidirati čak i zlato i platinu.
Koncentrirana selenska kiselina ima slična svojstva. To ga čini jedinstvenim među ostalim organskim kiselinama. Kada se razrijedi, ne može stupiti u interakciju sa zlatom, ali je i dalje jači od sumporne kiseline, a može čak i oksidirati druge kiseline, kao što je hlorovodonična kiselina.
Još jedan primjer jakog oksidacijskog sredstva je kalijum permanganat. Uspješno stupa u interakciju s organskim jedinjenjima i može razbiti jake ugljične veze. Bakar oksid, cezijum ozonid, cezijum superoksid, kao i ksenon difluorid, tetrafluorid i ksenon heksafluorid takođe imaju visoku aktivnost. Njihova oksidaciona sposobnost je zbog visokog elektrodnog potencijala pri reakciji u razrijeđenoj vodenoj otopini.
Međutim, postoje supstance kod kojih je taj potencijal još veći. Među neorganskim molekulama, fluor je najjači oksidant, ali nije u stanju da deluje na inertni gas ksenon bez dodatne toplote i pritiska. Ali s tim se uspješno nose heksafluorid platine, difluorodioksid, kripton difluorid, srebrni difluorid, soli dvovalentnog srebra i neke druge tvari. Zbog njihove jedinstvene sposobnosti redoks reakcija, klasifikovani su kao veoma jaki oksidanti.
Oporavak
Prvobitno je izraz "oporavak" bio sinonim za deoksidaciju, odnosno oduzimanje supstance kiseonika. Međutim, s vremenom je ta riječ dobila novo značenje, značilo je ekstrakciju metala iz spojeva koji ih sadrže, kao i sve kemijske transformacije u kojimaelektronegativni dio tvari zamjenjuje se pozitivno nabijenim elementom, kao što je vodonik.
Složenost procesa u velikoj meri zavisi od hemijskog afiniteta elemenata u jedinjenju. Što je slabiji, to se reakcija lakše izvodi. Tipično, afinitet je slabiji kod endotermnih jedinjenja (toplota se apsorbuje tokom njihovog formiranja). Njihov oporavak je prilično jednostavan. Upečatljiv primjer ovoga je eksploziv.
Da bi se izvršila reakcija koja uključuje egzotermna jedinjenja (nastala oslobađanjem toplote), mora se primeniti jak izvor energije, kao što je električna struja.
Standardni redukcioni agensi
Najdrevniji i najčešći redukcioni agens je ugalj. Miješa se sa oksidima rude, kada se zagrije, iz smjese se oslobađa kisik, koji se spaja s ugljikom. Rezultat je prah, granule ili metalna legura.
Drugo uobičajeno redukcijsko sredstvo je vodonik. Može se koristiti i za rudarenje metala. Da bi se to postiglo, oksidi su začepljeni u cijev kroz koju se propušta mlaz vodika. U osnovi, ova metoda se primjenjuje na bakar, olovo, kalaj, nikl ili kob alt. Možete ga primijeniti na željezo, ali redukcija će biti nepotpuna i formira se voda. Isti problem se uočava kada se cink oksidi pokušavaju tretirati vodonikom, a dodatno ga pogoršava isparljivost metala. Kalijum i neki drugi elementi se uopšte ne redukuju vodonikom.
Obilježja reakcija u organskoj hemiji
U tokuredukciona čestica prihvata elektrone i na taj način smanjuje oksidacioni broj jednog od svojih atoma. Međutim, zgodno je odrediti suštinu reakcije promjenom oksidacijskog stanja uz učešće neorganskih spojeva, dok je u organskoj hemiji teško izračunati oksidacijski broj, on često ima frakcijsku vrijednost.
Da biste se kretali u redoks reakcijama koje uključuju organske supstance, morate zapamtiti sljedeće pravilo: redukcija nastaje kada jedinjenje odustane od atoma kisika i dobije atome vodika, i obrnuto, oksidaciju karakterizira dodavanje kisika.
Proces redukcije je od velike praktične važnosti za organsku hemiju. On je taj koji je u osnovi katalitičke hidrogenacije koja se koristi u laboratorijske ili industrijske svrhe, posebno za prečišćavanje supstanci i sistema od nečistoća ugljovodonika i kiseonika.
Reakcija se može odvijati kako na niskim temperaturama i pritiscima (do 100 stepeni Celzijusa i 1-4 atmosfere, respektivno), tako i na visokim temperaturama (do 400 stepeni i nekoliko stotina atmosfera). Proizvodnja organskih supstanci zahteva složene instrumente da obezbede prave uslove.
Aktivni metali platinske grupe ili neplemeniti nikl, bakar, molibden i kob alt se koriste kao katalizatori. Posljednja opcija je ekonomičnija. Do restauracije dolazi zbog istovremene sorpcije supstrata i vodonika uz olakšavanje reakcije između njih.
Reakcije smanjenja se nastavljajui unutar ljudskog tela. 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, anilinom obojena hrana proizvodi toksična jedinjenja.
Vrste reakcija
Kakve redoks reakcije, postaje jasno ako se pogleda prisutnost promjena u oksidacijskim stanjima. Ali unutar ove vrste hemijske transformacije, postoje varijacije.
Dakle, ako u interakciji učestvuju molekuli različitih supstanci, od kojih jedan uključuje oksidirajući atom, a drugi redukcijski agens, reakcija se smatra intermolekularnom. U ovom slučaju, jednadžba redoks reakcije može biti sljedeća:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Jednačina pokazuje da se oksidaciona stanja gvožđa i vodonika menjaju, dok su oni deo različitih supstanci.
Ali postoje i intramolekularne redoks reakcije, u kojima se jedan atom u hemijskom jedinjenju oksidira, a drugi redukuje, te se dobijaju nove supstance:
2H2O=2H2 + O2.
Složeniji proces nastaje kada isti element djeluje kao donor i akceptor elektrona i formira nekoliko novih spojeva, koji su uključeni u različita oksidaciona stanja. Takav proces se zovedismutacija ili disproporcija. Primjer ovoga je sljedeća transformacija:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Iz gornje jednadžbe redoks reakcije može se vidjeti da se Bertoletova so, u kojoj je hlor u oksidacionom stanju +5, razlaže na dve komponente - kalijum hlorid sa oksidacionim stanjem hlora -1 i perklorat sa oksidacionim brojem +7. Ispostavilo se da je isti element istovremeno povećavao i snižavao svoje oksidaciono stanje.
Obrnut proces dismutacije je reakcija koproporcioniranja ili reproporcioniranja. U njemu, dva jedinjenja, koja sadrže isti element u različitim oksidacionim stanjima, reaguju jedno s drugim i formiraju novu supstancu sa jednim oksidacionim brojem:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Kao što možete vidjeti iz gornjih primjera, u nekim jednačinama supstanci prethode brojevi. Oni pokazuju broj molekula uključenih u proces i nazivaju se stehiometrijski koeficijenti redoks reakcija. Da bi jednadžba bila tačna, morate znati kako ih rasporediti.
Metoda E-balansa
Ravnoteža u redoks reakcijama je uvijek očuvana. To znači da oksidaciono sredstvo prihvata tačno onoliko elektrona koliko ih je dalo redukciono sredstvo. Da biste ispravno sastavili jednačinu za redoks reakciju, trebate slijediti ovaj algoritam:
- Odredite oksidaciona stanja elemenata prije i poslije reakcije. Na primjer, ureakcija između azotne kiseline i fosfora u prisustvu vode proizvodi fosfornu kiselinu i dušikov oksid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NO. Vodik u svim jedinjenjima ima oksidaciono stanje +1, a kiseonik -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 (azot i fosfor).
- Sastavite elektronske jednačine: 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, respektivno, 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 urađeno ispravno u ovoj fazi, elektroni će se smanjiti.
- U potpunosti prepišite jednadžbu, upisujući koeficijente prema elektronskoj ravnoteži redoks reakcije: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Provjeriti da li je broj elemenata prije i nakon reakcije svuda isti, i ako je potrebno, dodajte koeficijente ispred drugih supstanci (u ovom primjeru se količina vodonika i kisika nije izjednačila, kako bi da bi jednadžba reakcije izgledala ispravno, morate dodati koeficijent ispredvoda): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Takva jednostavna metoda omogućava vam da pravilno postavite koeficijente i izbjegnete zabunu.
Primjeri reakcija
Ilustrativan primjer redoks reakcije je interakcija mangana sa koncentriranom sumpornom kiselinom, postupkom na sljedeći način:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoks reakcija se nastavlja 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 oksidaciono stanje sa +6 na +4.
Međutim, postoje i reakcije u kojima mangan djeluje kao akceptor elektrona. Na primjer, ovo je interakcija njegovog oksida sa hlorovodoničnom kiselinom, koja se odvija prema reakciji:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoks reakcija u ovom slučaju teče smanjenjem oksidacionog stanja mangana sa +4 na +2 i povećanjem oksidacionog stanja hlora sa -1 na 0.
Ranije je oksidacija sumpor-oksida sa azot-oksidom u prisustvu vode, koja je proizvodila 75% sumporne kiseline, bila od velike praktične važnosti:
SO2 + NE2 + H2O=NE + H2So4.
Redoks reakcija se izvodila u posebnim tornjevima, a konačni proizvod se zvao toranj. Sada je ova metoda daleko od jedina u proizvodnji kiseline, jer postoje i druge moderne metode, na primjer, kontakt pomoću čvrstih katalizatora. Ali dobijanje kiseline metodom redoks reakcije ima ne samo industrijski, već i istorijski značaj, jer se upravo takav proces spontano dogodio u vazduhu Londona u decembru 1952.
Anticiklon je tada doneo neobično hladno vreme, a građani su počeli da koriste mnogo uglja za grejanje svojih domova. Budući da je ovaj resurs nakon rata bio loše kvalitete, u zraku je bila koncentrisana velika količina sumpor-dioksida, koji je reagirao sa vlagom i dušičnim oksidom u atmosferi. Kao rezultat ove pojave, povećan je mortalitet 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 omogućava vam da bolje razumijete prirodne procese i postignete nove supstance u laboratoriji.
