Ühe aine muutumist teiseks uute ühendite moodustumisega nimetatakse keemiliseks reaktsiooniks. Selle protsessi mõistmine on inimeste elu jaoks väga oluline, sest selle abiga saate tohutul hulgal vajalikke ja kasulikke aineid, mida looduses leidub väikestes kogustes või ei eksisteeri nende loomulikul kujul üldse. Kõige olulisemate sortide hulgas on redoksreaktsioonid (lühendatult OVR või redoks). Neid iseloomustab aatomite või ioonide oksüdatsiooniastmete muutumine.
Reaktsiooni käigus toimuvad protsessid
Reaktsiooni käigus toimub kaks protsessi – oksüdatsioon ja redutseerimine. Neist esimest iseloomustab elektronide loovutamine redutseerivate ainete (doonorite) poolt koos nende oksüdatsiooniastme tõusuga, teist elektronide lisamine oksüdeerivate ainete (aktseptorite) abil koos nende oksüdatsiooniastme vähenemisega. Levinumad redutseerivad ained on madalaima oksüdatsiooniastmega metallid ja mittemetalliühendid (vesiniksulfiid, ammoniaak). tüüpilineOksüdeerivad ained on halogeenid, lämmastik, hapnik, samuti ained, mis sisaldavad kõrgeimas oksüdatsiooniastmes elementi (lämmastik- või väävelhape). Aatomid, ioonid, molekulid võivad loovutada või saada elektrone.
Enne 1777. aastat püstitati hüpotees, et oksüdatsiooni tulemusena kadus nähtamatu põlev aine, mida nimetatakse flogistoniks. A. Lavoisieri loodud põlemisteooria veenis aga teadlasi, et hapnikuga suhtlemisel toimub oksüdatsioon ja vesiniku toimel redutseerimine. Alles mõne aja pärast sai selgeks, et mitte ainult vesinik ja hapnik võivad redoksreaktsioone mõjutada.
oksüdatsioon
Oksüdatsiooniprotsess võib toimuda vedelas ja gaasilises faasis, samuti tahkete ainete pinnal. Erilist rolli mängib elektrokeemiline oksüdatsioon, mis toimub lahustes või sulades anoodil (elektrood, mis on ühendatud toiteallika positiivse poolusega). Näiteks kui fluoriide sulatatakse elektrolüüsi teel (aine lagunemine elektroodidel selle koostisosadeks), saadakse tugevaim anorgaaniline oksüdeerija, fluor.
Veel üks klassikaline oksüdatsiooni näide on põlemine õhus ja puhtas hapnikus. Selle protsessi jaoks on võimelised erinevad ained: metallid ja mittemetallid, orgaanilised ja anorgaanilised ühendid. Praktilise tähtsusega on kütuse põletamine, mis on peamiselt süsivesinike komplekssegu väikese koguse hapniku, väävli, lämmastiku ja muude elementidega.
Klassikaline oksüdeerija –hapnik
Lihtsat ainet või keemilist ühendit, milles aatomid seovad elektrone, nimetatakse oksüdeerivaks aineks. Sellise aine klassikaline näide on hapnik, mis muutub pärast reaktsiooni oksiidideks. Kuid ka redoksreaktsioonides on oksüdeerijaks osoon, mis taandub orgaanilisteks aineteks (näiteks ketoonideks ja aldehüüdideks), peroksiidideks, hüpokloritideks, kloraadiks, lämmastik- ja väävelhappeks, mangaanoksiidiks ja permanganaadiks. On lihtne näha, et kõik need ained sisaldavad hapnikku.
Muud levinud oksüdeerijad
Siiski ei ole redoksreaktsioon ainult hapnikuga seotud protsess. Selle asemel võivad oksüdeeriva ainena toimida halogeenid, kroom ja isegi metallikatioonid ning vesinikuioon (kui see muutub reaktsiooni tulemusena lihtsaks aineks).
Vastuvõetavate elektronide arv sõltub suuresti oksüdeeriva aine kontsentratsioonist ja ka sellega interakteeruva metalli aktiivsusest. Näiteks kontsentreeritud lämmastikhappe reaktsioonil metalliga (tsink) võib vastu võtta 3 elektroni ja samade ainete vastasmõjul, kui hape on väga lahjendatud kujul, juba 8 elektroni.
Tugevaimad oksüdeerijad
Kõik oksüdeerivad ained erinevad oma omaduste tugevuse poolest. Seega on vesinikuioonil madal oksüdatsioonivõime, samas kui aqua regia (lämmastik- ja vesinikkloriidhappe segus vahekorras 1:3) moodustuv aatomkloor võib oksüdeerida isegi kulda ja plaatinat.
Kontsentreeritud seleenhappel on sarnased omadused. See muudab selle teiste orgaaniliste hapete seas ainulaadseks. Lahjendatuna ei suuda see kullaga suhelda, kuid on siiski tugevam kui väävelhape ja võib isegi oksüdeerida teisi happeid, näiteks vesinikkloriidhapet.
Teine näide tugevast oksüdeerivast ainest on kaaliumpermanganaat. See interakteerub eduk alt orgaaniliste ühenditega ja suudab lõhkuda tugevaid süsiniksidemeid. Kõrge aktiivsusega on ka vaskoksiid, tseesiumosoniid, tseesium-superoksiid, aga ka ksenoondifluoriid, tetrafluoriid ja ksenoonheksafluoriid. Nende oksüdeerimisvõime on tingitud kõrgest elektroodipotentsiaalist, kui nad reageerivad lahjendatud vesilahuses.
Samas on aineid, mille potentsiaal on veelgi suurem. Anorgaanilistest molekulidest on fluor tugevaim oksüdeerija, kuid see ei ole võimeline mõjuma inertgaasile ksenoonile ilma lisasoojuse ja -rõhuta. Kuid sellega saavad eduk alt hakkama plaatinaheksafluoriid, difluorodioksiid, krüptoondifluoriid, hõbedifluoriid, kahevalentsed hõbedasoolad ja mõned muud ained. Ainulaadse redoksreaktsioonivõime tõttu klassifitseeritakse need väga tugevateks oksüdeerijateks.
Taastumine
Algselt oli termin "taastamine" deoksüdatsiooni, st aine hapnikupuuduse sünonüümiks. Kuid aja jooksul omandas sõna uue tähenduse, see tähendas metallide ekstraheerimist neid sisaldavatest ühenditest, aga ka kõiki keemilisi muundumisi, millesaine elektronegatiivne osa asendatakse positiivselt laetud elemendiga, näiteks vesinikuga.
Protsessi keerukus sõltub suuresti ühendis sisalduvate elementide keemilisest afiinsusest. Mida nõrgem see on, seda lihtsam on reaktsioon läbi viia. Tavaliselt on endotermilistes ühendites afiinsus nõrgem (nende moodustumisel neeldub soojust). Nende taastamine on üsna lihtne. Selle ilmekaks näiteks on lõhkeained.
Eksotermiliste ühenditega (tekib soojuse eraldumisel) toimuva reaktsiooni jaoks tuleb kasutada tugevat energiaallikat, näiteks elektrivoolu.
Standardsed redutseerijad
Kõige vanem ja levinum redutseerija on kivisüsi. See seguneb maagi oksiididega, kuumutamisel eraldub segust hapnik, mis ühineb süsinikuga. Tulemuseks on pulber, graanulid või metallisulam.
Teine levinud redutseerija on vesinik. Seda saab kasutada ka metallide kaevandamiseks. Selleks ummistatakse oksiidid torusse, mille kaudu juhitakse vesiniku vool. Põhimõtteliselt kasutatakse seda meetodit vase, plii, tina, nikli või koob alti puhul. Võite seda rauale rakendada, kuid redutseerimine on puudulik ja moodustub vesi. Sama probleem ilmneb tsinkoksiidide töötlemisel vesinikuga ja seda süvendab veelgi metalli lenduvus. Vesinik ei redutseeri kaaliumi ja mõnda muud elementi üldse.
Orgaanilise keemia reaktsioonide tunnused
Käimasredutseeriv osake võtab vastu elektrone ja vähendab seeläbi ühe oma aatomi oksüdatsiooniarvu. Reaktsiooni olemust on aga mugav määrata oksüdatsiooniastet muutes anorgaaniliste ühendite osalusel, samas kui orgaanilises keemias on oksüdatsiooniarvu arvutamine keeruline, sageli on sellel murdosa.
Orgaanilisi aineid hõlmavates redoksreaktsioonides navigeerimiseks peate meeles pidama järgmist reeglit: redutseerimine toimub siis, kui ühend loobub hapnikuaatomitest ja omandab vesinikuaatomeid, ja vastupidi, oksüdatsiooni iseloomustab hapniku lisamine.
Taastamisprotsessil on orgaanilise keemia jaoks suur praktiline tähtsus. Just tema on katalüütilise hüdrogeenimise aluseks, mida kasutatakse laboratoorsetel või tööstuslikel eesmärkidel, eelkõige ainete ja süsteemide puhastamisel süsivesinike ja hapniku lisanditest.
Reaktsioon võib toimuda nii madalatel temperatuuridel ja rõhul (vastav alt kuni 100 kraadi Celsiuse järgi ja 1-4 atmosfääri) kui ka kõrgetel temperatuuridel (kuni 400 kraadi ja mitusada atmosfääri). Orgaaniliste ainete tootmine nõuab õigete tingimuste tagamiseks keerulisi instrumente.
Katalüsaatoritena kasutatakse plaatinarühma aktiivseid metalle või mittevääris niklit, vaske, molübdeeni ja koob altit. Viimane variant on säästlikum. Taastamine toimub substraadi ja vesiniku samaaegse sorptsiooni tõttu, mis hõlbustab nende vahelist reaktsiooni.
Vähendusreaktsioonid jätkuvadja inimkeha sees. Mõnel juhul võivad need olla kasulikud ja isegi elutähtsad, mõnel juhul võivad need põhjustada tõsiseid negatiivseid tagajärgi. Näiteks muundatakse lämmastikku sisaldavad ühendid organismis primaarseteks amiinideks, mis lisaks muudele kasulikele funktsioonidele moodustavad valkaineid, mis on kudede ehitusmaterjaliks. Samal ajal toodavad aniliiniga värvitud toidud mürgiseid ühendeid.
Reaktsioonide tüübid
Millised redoksreaktsioonid, selgub, kui vaadata oksüdatsiooniastmete muutusi. Kuid seda tüüpi keemilisel muundamisel on variatsioone.
Seega, kui interaktsioonis osalevad erinevate ainete molekulid, millest üks sisaldab oksüdeerivat aatomit ja teine redutseerijat, loetakse reaktsiooni molekulidevaheliseks. Sel juhul võib redoksreaktsiooni võrrand olla järgmine:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Võrrand näitab, et raua ja vesiniku oksüdatsiooniaste muutuvad, samas kui need on osa erinevatest ainetest.
Kuid on ka molekulisiseseid redoksreaktsioone, kus keemilises ühendis üks aatom oksüdeerub ja teine redutseerub ning saadakse uusi aineid:
2H2O=2H2 + O2.
Keerulisem protsess toimub siis, kui sama element toimib elektronide doonori ja aktseptorina ning moodustab mitu uut ühendit, mis sisalduvad erinevates oksüdatsiooniastmetes. Sellist protsessi nimetataksedismutatsioon või ebaproportsionaalsus. Selle näiteks on järgmine teisendus:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Ütletud redoksreaktsiooni võrrandist on näha, et Bertolet' sool, milles kloor on oksüdatsiooniastmes +5, laguneb kaheks komponendiks - kaaliumkloriidiks kloori oksüdatsiooniastmega -1 ja perkloraat oksüdatsiooniarvuga +7. Selgub, et sama element suurendas ja langetas samaaegselt oma oksüdatsiooniastet.
Dismutatsiooni protsessi pöördkülg on koproportsiooni või ümberproportsiooni reaktsioon. Selles reageerivad kaks ühendit, mis sisaldavad sama elementi erinevates oksüdatsiooniastmetes, moodustades uue aine, millel on üks oksüdatsiooninumber:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Nagu ül altoodud näidetest näete, on mõnes võrrandis aine ees numbrid. Need näitavad protsessis osalevate molekulide arvu ja neid nimetatakse redoksreaktsioonide stöhhiomeetrilisteks koefitsientideks. Et võrrand oleks õige, peate teadma, kuidas neid järjestada.
E-bilansi meetod
Tasakaal redoksreaktsioonides säilib alati. See tähendab, et oksüdeerija võtab vastu täpselt nii palju elektrone, kui palju redutseerija ära andis. Redoksreaktsiooni võrrandi õigeks koostamiseks peate järgima järgmist algoritmi:
- Määrake elementide oksüdatsiooniaste enne ja pärast reaktsiooni. Näiteks sisselämmastikhappe ja fosfori vaheline reaktsioon vee juuresolekul tekitab fosforhapet ja lämmastikoksiidi: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + EI. Vesiniku oksüdatsiooniaste on kõigis ühendites +1 ja hapnikul -2. Lämmastiku puhul on oksüdatsiooniarv enne reaktsiooni algust +5 ja pärast selle jätkumist +2, fosfori puhul vastav alt 0 ja +5.
- Märkige elemendid, mille oksüdatsiooniarv on muutunud (lämmastik ja fosfor).
- Koosta elektroonilised võrrandid: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Võrdlustage vastuvõetud elektronide arv, valides vähima ühiskordaja ja arvutades kordaja (arvud 3 ja 5 on vastav alt arvu 15 jagajad, lämmastiku kordaja on 5 ja fosfori 3 korral): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Lisage saadud poolreaktsioonid vastav alt vasakule ja paremale osale: 5N+5 + 3P0=5N + 2 – 15.=3Р+5. Kui kõik on selles etapis õigesti tehtud, siis elektronid kahanevad.
- Kirjutage võrrand täielikult ümber, pannes koefitsiendid üles vastav alt redoksreaktsiooni elektroonilisele tasakaalule: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Kontrolli, kas elementide arv enne ja pärast reaktsiooni jääb igal pool samaks ning vajadusel lisa teiste ainete ette koefitsiendid (selles näites ei võrdsustatud vesiniku ja hapniku hulk, et Et reaktsioonivõrrand oleks õige, peate selle ette lisama koefitsiendivesi): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5EI.
Selline lihtne meetod võimaldab koefitsiente õigesti paigutada ja vältida segadust.
Reaktsioonide näited
Readoksreaktsiooni illustreeriv näide on mangaani interaktsioon kontsentreeritud väävelhappega, mis toimib järgmiselt:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoksreaktsioon kulgeb koos mangaani ja väävli oksüdatsiooniastmete muutumisega. Enne protsessi algust oli mangaan sidumata olekus ja selle oksüdatsiooniaste oli null. Kuid suhtlemisel väävliga, mis on happe osa, suurendas see oksüdatsiooniastet +2-ni, toimides seega elektronide doonorina. Väävel, vastupidi, mängis aktseptori rolli, alandades oksüdatsiooniastet +6-lt +4-le.
Samas on ka reaktsioone, mille käigus mangaan toimib elektronide aktseptorina. Näiteks on see selle oksiidi interaktsioon vesinikkloriidhappega, mis toimub vastav alt reaktsioonile:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Sel juhul kulgeb redoksreaktsioon mangaani oksüdatsiooniastme langusega +4-lt +2-le ja kloori oksüdatsiooniastme tõusuga -1-lt 0-le.
Varem oli vääveloksiidi oksüdeerimine lämmastikoksiidiga vee juuresolekul, mis andis 75% väävelhapet, praktilise tähtsusega:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Varem viidi redoksreaktsioon läbi spetsiaalsetes tornides ja lõppprodukti nimetati torniks. Nüüd pole see meetod happe tootmisel kaugeltki ainus, kuna on ka teisi kaasaegseid meetodeid, näiteks kontakti tahkete katalüsaatorite abil. Kuid happe saamisel redoksreaktsiooni meetodil pole mitte ainult tööstuslikku, vaid ka ajaloolist tähtsust, kuna just selline protsess toimus 1952. aasta detsembris Londoni õhus spontaanselt.
Antitsüklon tõi seejärel ebatavaliselt külma ilma ja linlased hakkasid oma kodude kütmiseks palju kivisütt kasutama. Kuna see ressurss oli pärast sõda ebakvaliteetne, kontsentreeriti õhku suur hulk vääveldioksiidi, mis reageeris niiskuse ja lämmastikoksiidiga atmosfääris. Selle nähtuse tulemusena on suurenenud imikute, eakate ja hingamisteede haigusi põdejate suremus. Sündmus sai nime suure sudu.
Seega on redoksreaktsioonidel suur praktiline tähtsus. Nende mehhanismi mõistmine võimaldab paremini mõista looduslikke protsesse ja saavutada laboris uusi aineid.
