Přeměna jedné látky na jinou za vzniku nových sloučenin se nazývá chemická reakce. Pochopení tohoto procesu má pro život lidí velký význam, protože s jeho pomocí můžete získat obrovské množství potřebných a užitečných látek, které se v přírodě vyskytují v malém množství nebo v přirozené formě vůbec neexistují. Mezi nejvýznamnější odrůdy patří redoxní reakce (zkráceně OVR nebo redox). Vyznačují se změnou oxidačních stavů atomů nebo iontů.
Procesy probíhající během reakce
Během reakce probíhají dva procesy - oxidace a redukce. První z nich je charakterizován darováním elektronů redukčními činidly (donory) se zvýšením jejich oxidačního stavu, druhý přidáním elektronů oxidačními činidly (akceptory) se snížením jejich oxidačního stavu. Nejběžnějšími redukčními činidly jsou kovy a nekovové sloučeniny v nejnižším oxidačním stavu (sirovodík, amoniak). typickýoxidačními činidly jsou halogeny, dusík, kyslík a také látky, které obsahují prvek v nejvyšším oxidačním stavu (kyselina dusičná nebo sírová). Atomy, ionty, molekuly mohou darovat nebo získat elektrony.
Před rokem 1777 se předpokládalo, že oxidace má za následek ztrátu neviditelné hořlavé látky zvané flogiston. Teorie spalování vytvořená A. Lavoisierem však přesvědčila vědce, že při interakci s kyslíkem dochází k oxidaci a působením vodíku dochází k redukci. Teprve po chvíli se ukázalo, že nejen vodík a kyslík mohou ovlivnit redoxní reakce.
Oxidace
Proces oxidace může probíhat v kapalné a plynné fázi, stejně jako na povrchu pevných látek. Zvláštní roli hraje elektrochemická oxidace probíhající v roztocích nebo taveninách na anodě (elektrodě připojené ke kladnému pólu zdroje). Například, když se fluoridy roztaví elektrolýzou (rozkladem látky na její prvky na elektrodách), získá se nejsilnější anorganické oxidační činidlo, fluor.
Dalším klasickým příkladem oxidace je spalování na vzduchu a čistém kyslíku. Tohoto procesu jsou schopny různé látky: kovy a nekovy, organické a anorganické sloučeniny. Praktický význam má spalování paliva, což je především složitá směs uhlovodíků s malým množstvím kyslíku, síry, dusíku a dalších prvků.
Klasické okysličovadlo –kyslík
Jednoduchá látka nebo chemická sloučenina, ve které atomy připojují elektrony, se nazývá oxidační činidlo. Klasickým příkladem takové látky je kyslík, který se po reakci mění na oxidy. Ale také oxidačním činidlem při redoxních reakcích je ozon, který se redukuje na organické látky (například ketony a aldehydy), peroxidy, chlornany, chlorečnany, kyselinu dusičnou a sírovou, oxid manganu a manganistan. Je snadné vidět, že všechny tyto látky obsahují kyslík.
Další běžná oxidační činidla
Redoxní reakce však není pouze proces zahrnující kyslík. Místo toho mohou jako oxidační činidlo působit halogeny, chrom a dokonce i kationty kovů a vodíkový iont (pokud se v důsledku reakce změní na jednoduchou látku).
Kolik elektronů bude přijato, závisí do značné míry na koncentraci oxidačního činidla a také na aktivitě kovu, který s ním interaguje. Například při reakci koncentrované kyseliny dusičné s kovem (zinkem) lze akceptovat 3 elektrony a při interakci stejných látek, za předpokladu, že je kyselina ve velmi zředěné formě, již 8 elektronů.
Nejsilnější oxidační činidla
Všechna oxidační činidla se liší silou svých vlastností. Vodíkový iont má tedy nízkou oxidační schopnost, zatímco atomový chlór, vznikající v aqua regia (směs kyseliny dusičné a chlorovodíkové v poměru 1:3), dokáže oxidovat i zlato a platinu.
Koncentrovaná kyselina selenová má podobné vlastnosti. Díky tomu je jedinečná mezi ostatními organickými kyselinami. Když se zředí, není schopen interagovat se zlatem, ale je stále silnější než kyselina sírová a může dokonce oxidovat jiné kyseliny, jako je kyselina chlorovodíková.
Dalším příkladem silného oxidačního činidla je manganistan draselný. Úspěšně interaguje s organickými sloučeninami a je schopen přerušit silné uhlíkové vazby. Vysokou aktivitu mají také oxid měďnatý, ozonid česný, superoxid česný a také xenondifluorid, tetrafluorid a xenonhexafluorid. Jejich oxidační schopnost je způsobena vysokým elektrodovým potenciálem při reakci ve zředěném vodném roztoku.
Existují však látky, u kterých je tento potenciál ještě vyšší. Mezi anorganickými molekulami je fluor nejsilnějším oxidačním činidlem, ale bez dodatečného tepla a tlaku není schopen působit na inertní plyn xenon. S tím se však úspěšně vyrovnává hexafluorid platiny, difluordioxid, kryptondifluorid, fluorid stříbrný, soli dvojmocného stříbra a některé další látky. Pro svou jedinečnou schopnost redoxních reakcí jsou klasifikovány jako velmi silná oxidační činidla.
Obnova
Původně byl termín „regenerace“synonymem pro deoxidaci, tedy zbavení látky kyslíku. Časem však toto slovo získalo nový význam, znamenalo extrakci kovů ze sloučenin, které je obsahují, a také jakékoli chemické přeměny, při kterýchelektronegativní část látky je nahrazena kladně nabitým prvkem, jako je vodík.
Složitost procesu závisí do značné míry na chemické afinitě prvků ve sloučenině. Čím je slabší, tím snáze se reakce provádí. Typicky je afinita slabší u endotermických sloučenin (při jejich tvorbě se absorbuje teplo). Jejich obnova je celkem jednoduchá. Nápadným příkladem toho jsou výbušniny.
Aby došlo k reakci zahrnující exotermické sloučeniny (vznikající za uvolňování tepla), musí být použit silný zdroj energie, jako je elektrický proud.
Standardní redukční činidla
Nejstarším a nejběžnějším redukčním činidlem je uhlí. Smíchá se s oxidy rud, při zahřátí se ze směsi uvolní kyslík, který se spojí s uhlíkem. Výsledkem je prášek, granule nebo kovová slitina.
Dalším běžným redukčním činidlem je vodík. Může být také použit k těžbě kovů. K tomu se oxidy ucpou do trubice, kterou prochází proud vodíku. V zásadě se tato metoda aplikuje na měď, olovo, cín, nikl nebo kob alt. Můžete nanést na železo, ale redukce bude neúplná a tvoří se voda. Stejný problém je pozorován při pokusu o úpravu oxidů zinku vodíkem a dále se zhoršuje těkavostí kovu. Draslík a některé další prvky nejsou vodíkem redukovány vůbec.
Vlastnosti reakcí v organické chemii
Probíháredukční částice přijímá elektrony a tím snižuje oxidační číslo jednoho ze svých atomů. Podstatu reakce je však vhodné určit změnou oxidačního stavu za účasti anorganických sloučenin, zatímco v organické chemii je výpočet oxidačního čísla obtížný, často má zlomkovou hodnotu.
Abyste mohli procházet redoxními reakcemi zahrnujícími organické látky, musíte si zapamatovat následující pravidlo: k redukci dochází, když se sloučenina vzdává atomů kyslíku a získává atomy vodíku, a naopak oxidace je charakterizována přidáním kyslíku.
Proces redukce má pro organickou chemii velký praktický význam. Je to on, kdo je základem katalytické hydrogenace používané pro laboratorní nebo průmyslové účely, zejména pro čištění látek a systémů od uhlovodíkových a kyslíkových nečistot.
Reakce může probíhat jak při nízkých teplotách a tlacích (až 100 stupňů Celsia, respektive 1-4 atmosfér), tak při vysokých teplotách (až 400 stupňů a několik set atmosfér). Produkce organických látek vyžaduje složité nástroje k zajištění správných podmínek.
Jako katalyzátory se používají aktivní kovy platinové skupiny nebo neušlechtilý nikl, měď, molybden a kob alt. Druhá možnost je ekonomičtější. K obnově dochází v důsledku současné sorpce substrátu a vodíku s usnadněním reakce mezi nimi.
Probíhají redukční reakcea uvnitř lidského těla. V některých případech mohou být užitečné a dokonce životně důležité, v jiných mohou vést k vážným negativním důsledkům. Například sloučeniny obsahující dusík se v těle přeměňují na primární aminy, které kromě jiných užitečných funkcí tvoří bílkovinné látky, které jsou stavebním materiálem tkání. Potraviny barvené anilinem zároveň produkují toxické sloučeniny.
Typy reakcí
Jaký druh redoxních reakcí, je jasné, když se podíváte na přítomnost změn oxidačních stavů. Ale v rámci tohoto typu chemické transformace existují variace.
Pokud se tedy interakce účastní molekuly různých látek, z nichž jedna obsahuje oxidační atom a druhá redukční činidlo, je reakce považována za intermolekulární. V tomto případě může rovnice redoxní reakce vypadat takto:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Rovnice ukazuje, že oxidační stavy železa a vodíku se mění, zatímco jsou součástí různých látek.
Existují ale také intramolekulární redoxní reakce, při kterých je jeden atom v chemické sloučenině oxidován a další je redukován a získávají se nové látky:
2H2O=2H2 + O2.
Složitější proces nastává, když stejný prvek působí jako donor a akceptor elektronu a tvoří několik nových sloučenin, které jsou zahrnuty v různých oxidačních stavech. Takový proces se nazývádismutace nebo disproporce. Příkladem je následující transformace:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Z výše uvedené rovnice redoxní reakce je vidět, že Bertoletova sůl, ve které je chlor v oxidačním stavu +5, se rozkládá na dvě složky - chlorid draselný s oxidačním stavem chloru -1 a chloristan s oxidačním číslem +7. Ukazuje se, že stejný prvek současně zvýšil a snížil svůj oxidační stav.
Obráceným procesem dismutace je reakce koproporcionace nebo reproporcionace. V něm dvě sloučeniny, které obsahují stejný prvek v různých oxidačních stavech, spolu reagují za vzniku nové látky s jediným oxidačním číslem:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Jak můžete vidět z výše uvedených příkladů, v některých rovnicích před látkou jsou čísla. Ukazují počet molekul zapojených do procesu a nazývají se stechiometrické koeficienty redoxních reakcí. Aby rovnice byla správná, musíte vědět, jak je uspořádat.
Metoda elektronické bilance
Rovnováha v redoxních reakcích je vždy zachována. To znamená, že oxidační činidlo přijme přesně tolik elektronů, kolik bylo odevzdáno redukčním činidlem. Abyste správně sestavili rovnici pro redoxní reakci, musíte postupovat podle tohoto algoritmu:
- Určete oxidační stavy prvků před a po reakci. Například vreakcí mezi kyselinou dusičnou a fosforem v přítomnosti vody vzniká kyselina fosforečná a oxid dusnatý: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NE. Vodík ve všech sloučeninách má oxidační stav +1 a kyslík má -2. Pro dusík je před začátkem reakce oxidační číslo +5 a po jejím průběhu +2 pro fosfor - 0 a +5.
- Označte prvky, u kterých se změnilo oxidační číslo (dusík a fosfor).
- Složte elektronické rovnice: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Vyrovnejte počet přijatých elektronů výběrem nejmenšího společného násobku a výpočtem násobitele (čísla 3 a 5 jsou dělitelé pro číslo 15, násobitel pro dusík je 5 a pro fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Přidejte výsledné poloviční reakce podle levé a pravé části: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Р+5. Pokud je v této fázi vše provedeno správně, elektrony se zmenší.
- Přepište rovnici úplně a uveďte koeficienty podle elektronické rovnováhy redoxní reakce: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Zkontrolujte, zda počet prvků před a po reakci zůstává všude stejný, a pokud je to nutné, přidejte koeficienty před ostatní látky (v tomto příkladu se množství vodíku a kyslíku nevyrovnalo, aby Aby rovnice reakce vypadala správně, musíte před ní přidat koeficientvoda): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Taková jednoduchá metoda vám umožní správně umístit koeficienty a vyhnout se zmatkům.
Příklady reakcí
Názorným příkladem redoxní reakce je interakce manganu s koncentrovanou kyselinou sírovou, která probíhá následovně:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoxní reakce probíhá se změnou oxidačních stavů manganu a síry. Před začátkem procesu byl mangan v nevázaném stavu a měl nulový oxidační stav. Ale při interakci se sírou, která je součástí kyseliny, zvýšila oxidační stav na +2, čímž se chovala jako donor elektronů. Síra naopak hrála roli akceptoru a snižovala oxidační stav z +6 na +4.
Existují však také reakce, při kterých mangan působí jako akceptor elektronů. Jedná se například o interakci jeho oxidu s kyselinou chlorovodíkovou, která probíhá podle reakce:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Redoxní reakce v tomto případě probíhá se snížením oxidačního stavu manganu z +4 na +2 a zvýšením oxidačního stavu chloru z -1 na 0.
Dříve měla oxidace oxidu síry oxidem dusíku v přítomnosti vody, která produkovala 75% kyselinu sírovou, velký praktický význam:
SO2 + NE2 + H2O=NE + H2So4.
Redoxní reakce se dříve prováděla ve speciálních věžích a konečný produkt se nazýval věž. Nyní tato metoda není zdaleka jediná ve výrobě kyseliny, protože existují další moderní metody, například kontakt s pevnými katalyzátory. Ale získávání kyseliny metodou redoxní reakce má nejen průmyslový, ale i historický význam, protože přesně takový proces spontánně proběhl ve vzduchu Londýna v prosinci 1952.
Anticyklóna pak přinesla nezvykle chladné počasí a obyvatelé města začali využívat hodně uhlí k vytápění svých domovů. Protože tento zdroj byl po válce nekvalitní, ve vzduchu se koncentrovalo velké množství oxidu siřičitého, který reagoval s vlhkostí a oxidem dusíku v atmosféře. V důsledku tohoto jevu se zvýšila úmrtnost kojenců, seniorů a nemocných dýchacích cest. Akce dostala název Velký smog.
Redoxní reakce mají tedy velký praktický význam. Pochopení jejich mechanismu vám umožní lépe porozumět přírodním procesům a dosáhnout nových látek v laboratoři.
