De transformatie van de ene stof in de andere met de vorming van nieuwe verbindingen wordt een chemische reactie genoemd. Het begrijpen van dit proces is van groot belang voor het leven van mensen, omdat je met zijn hulp een enorme hoeveelheid noodzakelijke en nuttige stoffen kunt krijgen die in kleine hoeveelheden in de natuur voorkomen of helemaal niet in hun natuurlijke vorm voorkomen. Een van de belangrijkste varianten zijn redoxreacties (afgekort OVR of redox). Ze worden gekenmerkt door een verandering in de oxidatietoestanden van atomen of ionen.
Processen die plaatsvinden tijdens de reactie
Tijdens de reactie vinden twee processen plaats - oxidatie en reductie. De eerste wordt gekenmerkt door de donatie van elektronen door reductiemiddelen (donoren) met een toename van hun oxidatietoestand, de tweede door de toevoeging van elektronen door oxidatiemiddelen (acceptoren) met een afname van hun oxidatietoestand. De meest voorkomende reductiemiddelen zijn metalen en niet-metaalverbindingen in de laagste oxidatietoestand (waterstofsulfide, ammoniak). typischoxidatiemiddelen zijn halogenen, stikstof, zuurstof, evenals stoffen die een element in de hoogste oxidatietoestand bevatten (salpeterzuur of zwavelzuur). Atomen, ionen, moleculen kunnen elektronen doneren of winnen.
Vóór 1777 werd aangenomen dat oxidatie resulteerde in het verlies van een onzichtbare brandbare substantie genaamd flogiston. De verbrandingstheorie van A. Lavoisier overtuigde wetenschappers er echter van dat oxidatie optreedt bij interactie met zuurstof en reductie optreedt onder invloed van waterstof. Pas na een tijdje werd duidelijk dat niet alleen waterstof en zuurstof redoxreacties kunnen beïnvloeden.
Oxidatie
Het oxidatieproces kan plaatsvinden in de vloeibare en gasvormige fase, maar ook op het oppervlak van vaste stoffen. Een speciale rol wordt gespeeld door elektrochemische oxidatie die optreedt in oplossingen of smelten aan de anode (een elektrode die is aangesloten op de positieve pool van de stroombron). Wanneer fluoriden bijvoorbeeld worden gesmolten door elektrolyse (de ontleding van een stof in de samenstellende elementen op elektroden), wordt het sterkste anorganische oxidatiemiddel, fluor, verkregen.
Een ander klassiek voorbeeld van oxidatie is verbranding in lucht en zuivere zuurstof. Verschillende stoffen zijn hiertoe in staat: metalen en niet-metalen, organische en anorganische verbindingen. Van praktisch belang is de verbranding van brandstof, die voornamelijk een complex mengsel is van koolwaterstoffen met kleine hoeveelheden zuurstof, zwavel, stikstof en andere elementen.
Klassiek oxidatiemiddel –zuurstof
Een eenvoudige stof of chemische verbinding waarin atomen elektronen hechten, wordt een oxidatiemiddel genoemd. Een klassiek voorbeeld van zo'n stof is zuurstof, dat na de reactie in oxiden verandert. Maar ook een oxidatiemiddel bij redoxreacties is ozon, dat wordt gereduceerd tot organische stoffen (bijvoorbeeld ketonen en aldehyden), peroxiden, hypochlorieten, chloraten, salpeter- en zwavelzuur, mangaanoxide en permanganaat. Het is gemakkelijk te zien dat al deze stoffen zuurstof bevatten.
Andere veel voorkomende oxidatiemiddelen
De redoxreactie is echter niet alleen een proces waarbij zuurstof betrokken is. In plaats daarvan kunnen halogenen, chroom en zelfs metaalkationen en een waterstofion (als het door de reactie in een eenvoudige stof verandert) als oxidatiemiddel werken.
Hoeveel elektronen worden geaccepteerd, hangt grotendeels af van de concentratie van het oxidatiemiddel, evenals van de activiteit van het metaal dat ermee in wisselwerking staat. Bij de reactie van geconcentreerd salpeterzuur met een metaal (zink) kunnen bijvoorbeeld 3 elektronen worden geaccepteerd en bij de interactie van dezelfde stoffen, op voorwaarde dat het zuur in een zeer verdunde vorm is, al 8 elektronen.
De sterkste oxidatiemiddelen
Alle oxidatiemiddelen verschillen in de sterkte van hun eigenschappen. Het waterstofion heeft dus een laag oxiderend vermogen, terwijl atomair chloor, gevormd in koningswater (een mengsel van salpeterzuur en zoutzuur in een verhouding van 1:3), zelfs goud en platina kan oxideren.
Geconcentreerd seleenzuur heeft vergelijkbare eigenschappen. Dit maakt het uniek onder andere organische zuren. Wanneer het verdund is, kan het geen interactie aangaan met goud, maar het is nog steeds sterker dan zwavelzuur en kan zelfs andere zuren oxideren, zoals zoutzuur.
Een ander voorbeeld van een sterk oxidatiemiddel is kaliumpermanganaat. Het interageert met succes met organische verbindingen en is in staat om sterke koolstofbindingen te verbreken. Koperoxide, cesiumozonide, cesiumsuperoxide, evenals xenondifluoride, tetrafluoride en xenonhexafluoride hebben ook een hoge activiteit. Hun oxiderende vermogen is te danken aan de hoge elektrodepotentiaal bij reactie in een verdunde waterige oplossing.
Er zijn echter stoffen waarin dit potentieel nog groter is. Van de anorganische moleculen is fluor het sterkste oxidatiemiddel, maar het kan niet inwerken op het inerte gas xenon zonder extra hitte en druk. Maar dit wordt met succes verholpen door platinahexafluoride, difluordioxide, kryptondifluoride, zilverdifluoride, tweewaardige zilverzouten en enkele andere stoffen. Vanwege hun unieke vermogen om reacties te redoxen, worden ze geclassificeerd als zeer sterke oxidatiemiddelen.
Herstel
Oorspronkelijk was de term 'herstel' synoniem met deoxidatie, dat wil zeggen het ontnemen van een stof van zuurstof. Na verloop van tijd kreeg het woord echter een nieuwe betekenis, het betekende de extractie van metalen uit verbindingen die ze bevatten, evenals alle chemische transformaties waarbijhet elektronegatieve deel van een stof wordt vervangen door een positief geladen element, zoals waterstof.
De complexiteit van het proces hangt grotendeels af van de chemische affiniteit van de elementen in de verbinding. Hoe zwakker het is, hoe gemakkelijker de reactie wordt uitgevoerd. Typisch is de affiniteit zwakker in endotherme verbindingen (warmte wordt geabsorbeerd tijdens hun vorming). Hun herstel is vrij eenvoudig. Een treffend voorbeeld hiervan zijn explosieven.
Voor een reactie met exotherme verbindingen (gevormd met het vrijkomen van warmte), moet een sterke energiebron, zoals een elektrische stroom, worden toegepast.
Standaard reductiemiddelen
Het oudste en meest voorkomende reductiemiddel is steenkool. Het vermengt zich met ertsoxiden, bij verhitting komt zuurstof vrij uit het mengsel, dat zich vermengt met koolstof. Het resultaat is een poeder, korrels of metaallegering.
Een ander veelgebruikt reductiemiddel is waterstof. Het kan ook worden gebruikt om metalen te delven. Om dit te doen, worden de oxiden verstopt in een buis waardoor een stroom waterstof wordt geleid. In principe wordt deze methode toegepast op koper, lood, tin, nikkel of kob alt. Je kunt het op ijzer toepassen, maar de reductie zal onvolledig zijn en er wordt water gevormd. Hetzelfde probleem wordt waargenomen bij het behandelen van zinkoxiden met waterstof, en het wordt nog verergerd door de vluchtigheid van het metaal. Kalium en sommige andere elementen worden helemaal niet gereduceerd door waterstof.
Kenmerken van reacties in de organische chemie
In uitvoeringhet reductiedeeltje neemt elektronen op en verlaagt daardoor het oxidatiegetal van een van zijn atomen. Het is echter handig om de essentie van de reactie te bepalen door de oxidatietoestand te veranderen met de deelname van anorganische verbindingen, terwijl het in de organische chemie moeilijk is om het oxidatiegetal te berekenen, het heeft vaak een fractionele waarde.
Om door de redoxreacties met organische stoffen te navigeren, moet u de volgende regel onthouden: reductie vindt plaats wanneer een verbinding zuurstofatomen opgeeft en waterstofatomen verwerft, en vice versa, oxidatie wordt gekenmerkt door de toevoeging van zuurstof.
Het reductieproces is van groot praktisch belang voor de organische chemie. Hij is het die ten grondslag ligt aan de katalytische hydrogenering die wordt gebruikt voor laboratorium- of industriële doeleinden, in het bijzonder de zuivering van stoffen en systemen uit koolwaterstof- en zuurstofverontreinigingen.
De reactie kan zowel bij lage temperaturen en drukken (tot respectievelijk 100 graden Celsius en 1-4 atmosfeer) als bij hoge temperaturen (tot 400 graden en enkele honderden atmosfeer) verlopen. De productie van organische stoffen vereist complexe instrumenten om de juiste voorwaarden te scheppen.
Actieve metalen uit de platinagroep of onedel nikkel, koper, molybdeen en kob alt worden als katalysatoren gebruikt. De laatste optie is zuiniger. Restauratie vindt plaats door de gelijktijdige sorptie van het substraat en waterstof met de vergemakkelijking van de reactie daartussen.
Reductiereacties gaan dooren in het menselijk lichaam. In sommige gevallen kunnen ze nuttig en zelfs vitaal zijn, in andere kunnen ze ernstige negatieve gevolgen hebben. Zo worden stikstofhoudende verbindingen in het lichaam omgezet in primaire amines, die onder andere nuttige functies zijn als eiwitstoffen die de bouwstof van weefsels zijn. Tegelijkertijd produceren met aniline geverfd voedsel giftige verbindingen.
Soorten reacties
Wat voor soort redoxreacties, het wordt duidelijk als je kijkt naar de aanwezigheid van veranderingen in oxidatietoestanden. Maar binnen dit type chemische transformatie zijn er variaties.
Dus, als moleculen van verschillende stoffen deelnemen aan de interactie, waarvan de ene een oxiderend atoom bevat en de andere een reductiemiddel, wordt de reactie als intermoleculair beschouwd. In dit geval kan de redoxreactievergelijking als volgt zijn:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
De vergelijking laat zien dat de oxidatietoestanden van ijzer en waterstof veranderen, terwijl ze deel uitmaken van verschillende stoffen.
Maar er zijn ook intramoleculaire redoxreacties, waarbij één atoom in een chemische verbinding wordt geoxideerd en een ander wordt gereduceerd, en nieuwe stoffen worden verkregen:
2H2O=2H2 + O2.
Een complexer proces vindt plaats wanneer hetzelfde element fungeert als elektronendonor en -acceptor en verschillende nieuwe verbindingen vormt, die in verschillende oxidatietoestanden zijn opgenomen. Zo'n proces heetdismutatie of disproportionering. Een voorbeeld hiervan is de volgende transformatie:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Uit de bovenstaande vergelijking van de redoxreactie blijkt dat Bertolet-zout, waarin chloor zich in de oxidatietoestand van +5 bevindt, ontleedt in twee componenten - kaliumchloride met de oxidatietoestand van chloor -1 en perchloraat met een oxidatiegetal van +7. Het blijkt dat hetzelfde element tegelijkertijd zijn oxidatietoestand verhoogde en verlaagde.
De keerzijde van het proces van dismutatie is de reactie van co-proportionering of reproportionering. Daarin reageren twee verbindingen, die hetzelfde element in verschillende oxidatietoestanden bevatten, met elkaar om een nieuwe stof te vormen met een enkel oxidatiegetal:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Zoals je kunt zien in de bovenstaande voorbeelden, wordt de substantie in sommige vergelijkingen voorafgegaan door getallen. Ze tonen het aantal moleculen dat bij het proces betrokken is en worden stoichiometrische coëfficiënten van redoxreacties genoemd. Om de vergelijking correct te laten zijn, moet je weten hoe je ze moet rangschikken.
E-saldo methode
De balans in redoxreacties blijft altijd behouden. Dit betekent dat het oxidatiemiddel precies evenveel elektronen opneemt als er door het reductiemiddel zijn afgegeven. Om een vergelijking voor een redoxreactie correct op te stellen, moet u dit algoritme volgen:
- Bepaal de oxidatietoestanden van de elementen voor en na de reactie. Bijvoorbeeld inreactie tussen salpeterzuur en fosfor in aanwezigheid van water produceert fosforzuur en stikstofmonoxide: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NEE. Waterstof in alle verbindingen heeft een oxidatietoestand van +1 en zuurstof heeft -2. Voor stikstof is het oxidatiegetal, voordat de reactie begint, +5, en daarna +2, voor fosfor - respectievelijk 0 en +5.
- Markeer de elementen waarin het oxidatiegetal is veranderd (stikstof en fosfor).
- Stel elektronische vergelijkingen op: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Maak het aantal ontvangen elektronen gelijk door het kleinste gemene veelvoud te kiezen en de vermenigvuldiger te berekenen (de getallen 3 en 5 zijn respectievelijk delers voor het getal 15, de vermenigvuldiger voor stikstof is 5 en voor fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Voeg de resulterende halfreacties toe volgens de linker- en rechterdelen: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15e=3Р+5. Als alles in dit stadium correct is gedaan, zullen de elektronen krimpen.
- Herschrijf de vergelijking volledig en noteer de coëfficiënten volgens de elektronische balans van de redoxreactie: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Controleer of het aantal elementen voor en na de reactie overal hetzelfde blijft, en voeg zo nodig coëfficiënten toe voor andere stoffen (in dit voorbeeld was de hoeveelheid waterstof en zuurstof niet gelijk, om de reactievergelijking om er correct uit te zien, moet u een coëfficiënt toevoegen voorwater): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Zo'n eenvoudige methode stelt u in staat om de coëfficiënten correct te plaatsen en verwarring te voorkomen.
Voorbeelden van reacties
Een illustratief voorbeeld van een redoxreactie is de interactie van mangaan met geconcentreerd zwavelzuur, die als volgt verloopt:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
De redoxreactie verloopt met een verandering in de oxidatietoestanden van mangaan en zwavel. Voorafgaand aan de start van het proces bevond mangaan zich in een ongebonden toestand en had het een oxidatietoestand van nul. Maar bij interactie met zwavel, dat deel uitmaakt van het zuur, verhoogde het de oxidatietoestand tot +2, waardoor het als een elektronendonor werkte. Zwavel daarentegen speelde de rol van acceptor en verlaagde de oxidatietoestand van +6 naar +4.
Er zijn echter ook reacties waarbij mangaan fungeert als elektronenacceptor. Dit is bijvoorbeeld de interactie van zijn oxide met zoutzuur, volgens de reactie:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
De redoxreactie verloopt in dit geval met een afname van de oxidatietoestand van mangaan van +4 naar +2 en een toename van de oxidatietoestand van chloor van -1 naar 0.
Voorheen was de oxidatie van zwaveloxide met stikstofoxide in aanwezigheid van water, dat 75% zwavelzuur produceerde, van groot praktisch belang:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
De redoxreactie werd vroeger uitgevoerd in speciale torens en het eindproduct werd toren genoemd. Nu is deze methode verre van de enige bij de productie van zuur, omdat er andere moderne methoden zijn, bijvoorbeeld contact met vaste katalysatoren. Maar het verkrijgen van zuur door de redoxreactiemethode heeft niet alleen industriële, maar ook historische betekenis, aangezien het precies zo'n proces was dat in december 1952 spontaan plaatsvond in de lucht van Londen.
De anticycloon bracht toen ongewoon koud weer en de stedelingen begonnen veel steenkool te gebruiken om hun huizen te verwarmen. Omdat deze hulpbron na de oorlog van slechte kwaliteit was, werd een grote hoeveelheid zwaveldioxide geconcentreerd in de lucht, die reageerde met vocht en stikstofoxide in de atmosfeer. Als gevolg van dit fenomeen is de mortaliteit van zuigelingen, ouderen en mensen met luchtwegaandoeningen toegenomen. Het evenement kreeg de naam van de Grote Smog.
Redoxreacties zijn dus van groot praktisch belang. Als u hun mechanisme begrijpt, kunt u natuurlijke processen beter begrijpen en nieuwe stoffen in het laboratorium bereiken.
