Az egyik anyag átalakulását a másikba új vegyületek képződésével kémiai reakciónak nevezzük. Ennek a folyamatnak a megértése nagy jelentőséggel bír az emberek életében, mert segítségével hatalmas mennyiségű szükséges és hasznos anyaghoz juthat hozzá, amely kis mennyiségben megtalálható a természetben, vagy természetes formájában egyáltalán nem létezik. A legfontosabb fajták közé tartoznak a redox reakciók (rövidítve OVR vagy redox). Jellemzőjük az atomok vagy ionok oxidációs állapotának megváltozása.
A reakció során fellépő folyamatok
A reakció során két folyamat megy végbe – az oxidáció és a redukció. Az elsőre jellemző, hogy a redukálószerek (donorok) elektronokat adnak át oxidációs állapotuk növekedésével, a másodikat az elektronok oxidálószerek (akceptorok) hozzáadásával, oxidációs állapotuk csökkenésével. A leggyakoribb redukálószerek a fémek és a legalacsonyabb oxidációs állapotú nemfém vegyületek (hidrogén-szulfid, ammónia). tipikusoxidálószerek a halogének, nitrogén, oxigén, valamint olyan anyagok, amelyek a legmagasabb oxidációs állapotú elemet tartalmazzák (salétromsav vagy kénsav). Az atomok, ionok, molekulák elektronokat adhatnak vagy nyerhetnek.
1777 előtt azt feltételezték, hogy az oxidáció egy láthatatlan éghető anyag, a flogiszton elvesztését eredményezte. Az A. Lavoisier által megalkotott égéselmélet azonban meggyőzte a tudósokat arról, hogy az oxigénnel való kölcsönhatás során oxidáció, a hidrogén hatására pedig redukció következik be. Csak egy idő után vált világossá, hogy nem csak a hidrogén és az oxigén befolyásolhatja a redox reakciókat.
Oxidáció
Az oxidációs folyamat folyékony és gázfázisban, valamint szilárd anyagok felületén is végbemehet. Különleges szerepet játszik az elektrokémiai oxidáció, amely az anódon (az áramforrás pozitív pólusára kötött elektródán) történik az oldatokban vagy olvadékokban. Például, ha a fluoridokat elektrolízissel megolvasztják (az anyag elektródákon alkotóelemeire bomlik), a legerősebb szervetlen oxidálószert, a fluort kapjuk.
Az oxidáció másik klasszikus példája a levegőben és tiszta oxigénben történő égés. Különféle anyagok képesek erre a folyamatra: fémek és nemfémek, szerves és szervetlen vegyületek. Gyakorlati jelentőségű a tüzelőanyag elégetése, amely főleg szénhidrogének összetett keveréke kis mennyiségű oxigénnel, kénnel, nitrogénnel és más elemekkel.
Klasszikus oxidálószer –oxigén
Oxidálószernek nevezzük azt az egyszerű anyagot vagy kémiai vegyületet, amelyben az atomok elektronokat kapcsolnak össze. Az ilyen anyagok klasszikus példája az oxigén, amely a reakció után oxidokká alakul. De a redox reakciókban oxidálószer az ózon is, amely szerves anyagokká (például ketonok és aldehidek), peroxidokká, hipokloritokká, klorátokká, salétrom- és kénsavakká, mangán-oxiddá és permanganáttá redukálódik. Könnyen belátható, hogy ezek az anyagok oxigént tartalmaznak.
Egyéb gyakori oxidálószerek
A redoxreakció azonban nem csak oxigén részvételével zajló folyamat. Ehelyett halogének, króm, sőt fémkationok és egy hidrogénion (ha a reakció eredményeként egyszerű anyaggá alakul) működhetnek oxidálószerként.
A befogadott elektronok száma nagyban függ az oxidálószer koncentrációjától, valamint a vele kölcsönhatásba lépő fém aktivitásától. Például tömény salétromsav és fém (cink) reakciójában 3 elektron fogadható el, és ugyanazon anyagok kölcsönhatásában, feltéve, hogy a sav nagyon híg formában van, már 8 elektron.
A legerősebb oxidálószerek
Minden oxidálószer különbözik tulajdonságaik erősségében. Tehát a hidrogénion alacsony oxidációs képességgel rendelkezik, míg az aqua regiában (salétrom- és sósav 1:3 arányú keveréke) képződő atomi klór még az aranyat és a platinát is képes oxidálni.
A koncentrált szelénsav hasonló tulajdonságokkal rendelkezik. Ez teszi egyedülállóvá a többi szerves savak között. Hígítva nem képes kölcsönhatásba lépni az arannyal, de még mindig erősebb, mint a kénsav, sőt más savakat, például sósavat is oxidálhat.
Az erős oxidálószer másik példája a kálium-permanganát. Sikeres kölcsönhatásba lép szerves vegyületekkel, és képes megszakítani az erős szénkötéseket. A réz-oxid, a cézium-ózonid, a cézium-szuperoxid, valamint a xenon-difluorid, tetrafluorid és xenon-hexafluorid szintén nagy aktivitású. Oxidáló képességük a nagy elektródpotenciálnak köszönhető, amikor híg vizes oldatban reagálnak.
Vannak azonban olyan anyagok, amelyekben ez a potenciál még magasabb. A szervetlen molekulák közül a fluor a legerősebb oxidálószer, de az inert gáz xenonra nem képes további hő és nyomás nélkül hatni. De ezzel sikeresen megbirkózik a platina-hexafluorid, a difluor-dioxid, a kripton-difluorid, az ezüst-difluorid, a kétértékű ezüstsók és néhány más anyag. Egyedülálló redoxreakciókra való képességük miatt nagyon erős oxidálószerek közé sorolják őket.
Helyreállítás
Eredetileg a „visszanyerés” kifejezés egyet jelentett a deoxidációval, vagyis egy anyag oxigénmegvonásával. Idővel azonban a szó új jelentést kapott, a fémek kinyerését jelentette az azokat tartalmazó vegyületekből, valamint minden olyan kémiai átalakulást, amelybenaz anyag elektronegatív részét egy pozitív töltésű elem helyettesíti, például hidrogén.
A folyamat összetettsége nagymértékben függ a vegyületben lévő elemek kémiai affinitásától. Minél gyengébb, annál könnyebben hajtható végre a reakció. Az endoterm vegyületekben jellemzően gyengébb az affinitás (képződésük során hő nyelődik el). A helyreállításuk meglehetősen egyszerű. Ennek szembetűnő példája a robbanóanyagok.
Ahhoz, hogy exoterm vegyületeket (hőfelszabadulással képződő) reakcióba lépjenek, erős energiaforrást, például elektromos áramot kell alkalmazni.
Szabványos redukálószerek
A legősibb és legelterjedtebb redukálószer a szén. Érc-oxidokkal keveredik, hevítéskor oxigén szabadul fel a keverékből, amely egyesül a szénnel. Az eredmény por, granulátum vagy fémötvözet.
Egy másik gyakori redukálószer a hidrogén. Fémek bányászására is használható. Ehhez az oxidokat egy csőbe tömítik, amelyen keresztül hidrogénáramot vezetnek át. Alapvetően ezt a módszert rézre, ólomra, ónra, nikkelre vagy kob altra alkalmazzák. Alkalmazhatja a vasat, de a redukció nem lesz teljes, és víz képződik. Ugyanez a probléma figyelhető meg a cink-oxidok hidrogénnel történő kezelésénél, és ezt tovább súlyosbítja a fém illékonysága. A káliumot és néhány más elemet a hidrogén egyáltalán nem redukálja.
A reakciók jellemzői a szerves kémiában
Folyamatbana redukciós részecske elektronokat fogad fel, és ezáltal csökkenti egyik atomjának oxidációs számát. A reakció lényegét azonban célszerű az oxidációs állapot változtatásával szervetlen vegyületek részvételével meghatározni, míg a szerves kémiában nehéz kiszámítani az oxidációs számot, gyakran törtértéke van.
A szerves anyagokat érintő redoxreakciókban való eligazodáshoz emlékeznie kell a következő szabályra: a redukció akkor következik be, amikor egy vegyület oxigénatomokat ad fel és hidrogénatomokat vesz fel, és fordítva, az oxidációt oxigén hozzáadása jellemzi.
A redukciós eljárás nagy gyakorlati jelentőséggel bír a szerves kémiában. Ő az, aki a laboratóriumi vagy ipari célokra használt katalitikus hidrogénezés alapját képezi, különösen az anyagok és rendszerek szénhidrogén- és oxigénszennyeződésektől való tisztításánál.
A reakció lejátszódhat alacsony hőmérsékleten és nyomáson (legfeljebb 100 Celsius-fok és 1-4 atmoszféra), valamint magas hőmérsékleten (akár 400 fok és több száz atmoszféra). A szerves anyagok előállításához összetett eszközökre van szükség a megfelelő feltételek biztosításához.
Katalizátorként aktív platinacsoportú fémeket vagy nem nemes nikkelt, rezet, molibdént és kob altot használnak. Az utóbbi lehetőség gazdaságosabb. A helyreállítás a szubsztrát és a hidrogén egyidejű szorpciója miatt következik be, a köztük lévő reakció elősegítésével.
A redukciós reakciók folytatódnakés az emberi test belsejében. Egyes esetekben hasznosak, sőt létfontosságúak lehetnek, máskor pedig súlyos negatív következményekkel járhatnak. Például a szervezetben a nitrogéntartalmú vegyületek primer aminokká alakulnak, amelyek más hasznos funkciók mellett fehérjeanyagokat alkotnak, amelyek a szövetek építőanyagai. Ugyanakkor az anilinnal festett élelmiszerek mérgező vegyületeket termelnek.
Reakciótípusok
Miféle redoxreakciók, kiderül, ha megnézzük az oxidációs állapot változásait. De az ilyen típusú kémiai átalakuláson belül vannak eltérések.
Tehát, ha a kölcsönhatásban különböző anyagok molekulái vesznek részt, amelyek közül az egyik oxidáló atomot, a másik pedig redukálószert tartalmaz, akkor a reakciót intermolekulárisnak tekintjük. Ebben az esetben a redox reakció egyenlete a következő lehet:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Az egyenlet azt mutatja, hogy a vas és a hidrogén oxidációs állapota változik, miközben különböző anyagok részei.
De léteznek intramolekuláris redoxreakciók is, amelyek során a kémiai vegyület egyik atomja oxidálódik, a másik pedig redukálódik, és új anyagok keletkeznek:
2H2O=2H2 + O2.
Bonyolultabb folyamat megy végbe, amikor ugyanaz az elem elektrondonorként és akceptorként működik, és több új vegyületet képez, amelyek különböző oxidációs állapotokban jelennek meg. Az ilyen folyamatot úndiszmutáció vagy aránytalanság. Példa erre a következő átalakítás:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
A redoxreakció fenti egyenletéből látható, hogy a Bertolet-só, amelyben a klór +5 oxidációs állapotú, két komponensre bomlik - kálium-kloridra, amelynek oxidációs állapota klór -1, ill. perklorát +7 oxidációs számmal. Kiderült, hogy ugyanaz az elem egyszerre növelte és csökkentette az oxidációs állapotát.
A diszmutáció folyamatának fordítottja a koproporcionálás vagy újraarányosítás reakciója. Ebben két vegyület, amelyek ugyanazt az elemet különböző oxidációs állapotban tartalmazzák, egymással reakcióba lépve egyetlen oxidációs számmal rendelkező új anyagot képeznek:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Amint a fenti példákból látható, egyes egyenletekben az anyagot számok előzik meg. Megmutatják a folyamatban részt vevő molekulák számát, és redoxreakciók sztöchiometrikus együtthatóinak nevezik. Ahhoz, hogy az egyenlet helyes legyen, tudnod kell, hogyan rendezd el őket.
E-egyenleg módszer
A redoxreakciók egyensúlya mindig megmarad. Ez azt jelenti, hogy az oxidálószer pontosan annyi elektront vesz fel, amennyit a redukálószer leadott. A redoxreakció egyenletének helyes összeállításához ezt az algoritmust kell követnie:
- Határozza meg az elemek oxidációs állapotát a reakció előtt és után! Például bea salétromsav és a foszfor reakciója víz jelenlétében foszforsavat és nitrogén-oxidot eredményez: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NEM. A hidrogén oxidációs állapota minden vegyületben +1, az oxigéné pedig -2. A nitrogén esetében a reakció megkezdése előtt az oxidációs szám +5, utána pedig +2, a foszfor esetében - 0, illetve +5.
- Jelölje be azokat az elemeket, amelyekben az oxidációs szám megváltozott (nitrogén és foszfor).
- Elektronikus egyenletek összeállítása: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Egyenlítse ki a fogadott elektronok számát a legkisebb közös többszörös kiválasztásával és a szorzó kiszámításával (a 3-as és az 5-ös szám osztója a 15-ös számnak, a nitrogén szorzója 5 és a foszfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Adja hozzá a kapott félreakciókat a bal és jobb oldali rész szerint: 5N+5 + 3P0=5N + 2 – 15.=3Р+5. Ha ebben a szakaszban mindent helyesen csinálunk, az elektronok zsugorodnak.
- Írja át teljesen az egyenletet, leírva az együtthatókat a redox reakció elektronegyensúlyának megfelelően: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Ellenőrizze, hogy a reakció előtti és utáni elemek száma mindenhol azonos marad-e, és ha szükséges, adjon hozzá együtthatókat a többi anyag elé (ebben a példában a hidrogén és az oxigén mennyisége nem egyenlő, A reakcióegyenlet helyes megjelenéséhez hozzá kell adni egy együtthatót az elévíz): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Egy ilyen egyszerű módszer lehetővé teszi az együtthatók helyes elhelyezését és a félreértés elkerülését.
Példák reakciókra
A redoxreakció szemléltető példája a mangán és a tömény kénsav kölcsönhatása a következőképpen:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
A redoxreakció a mangán és a kén oxidációs állapotának megváltozásával megy végbe. A folyamat megkezdése előtt a mangán kötetlen állapotban volt, és nulla oxidációs állapotú. De amikor a sav részét képező kénnel kölcsönhatásba lép, az oxidációs állapotot +2-re növelte, így elektrondonorként működött. A kén éppen ellenkezőleg, akceptor szerepet játszott, az oxidációs állapotot +6-ról +4-re csökkentette.
Léteznek azonban olyan reakciók is, amelyekben a mangán elektronakceptorként működik. Például ez az oxidjának kölcsönhatása sósavval, a következő reakció szerint:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
A redoxreakció ebben az esetben a mangán oxidációs állapotának +4-ről +2-re történő csökkenésével, a klór oxidációs állapotának -1-ről 0-ra való növekedésével megy végbe.
Korábban nagy gyakorlati jelentőséggel bírt a kén-oxid nitrogén-oxiddal történő oxidációja víz jelenlétében, amely 75%-os kénsavat eredményezett:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
A redox reakciót korábban speciális tornyokban hajtották végre, és a végterméket toronynak hívták. Most ez a módszer messze nem az egyetlen a savgyártásban, mivel vannak más modern módszerek is, például a szilárd katalizátorokkal való érintkezés. A sav redoxreakciós módszerrel történő előállítása azonban nemcsak ipari, hanem történelmi jelentőséggel is bír, hiszen éppen egy ilyen folyamat ment végbe spontán módon London levegőjében 1952 decemberében.
Az anticiklon ezután szokatlanul hideg időt hozott, és a városlakók sok szenet kezdtek használni otthonaik fűtésére. Mivel ez az erőforrás a háború után rossz minőségű volt, nagy mennyiségű kén-dioxid koncentrálódott a levegőben, amely reakcióba lép a légkörben lévő nedvességgel és nitrogén-oxiddal. A jelenség következtében nőtt a csecsemők, idősek és légúti megbetegedésben szenvedők mortalitása. Az esemény a Nagy Szmog nevet kapta.
Így a redox reakcióknak nagy gyakorlati jelentősége van. Mechanizmusuk megértése lehetővé teszi a természetes folyamatok jobb megértését és új anyagok előállítását a laboratóriumban.
