Превръщането на едно вещество в друго с образуването на нови съединения се нарича химична реакция. Разбирането на този процес е от голямо значение за живота на хората, тъй като с негова помощ можете да получите огромно количество необходими и полезни вещества, които се намират в природата в малки количества или изобщо не съществуват в естествената си форма. Сред най-важните разновидности са редокс реакциите (съкратено OVR или редокс). Те се характеризират с промяна в степените на окисление на атоми или йони.
Процеси, протичащи по време на реакцията
По време на реакцията протичат два процеса - окисление и редукция. Първият от тях се характеризира с даряване на електрони от редуциращи агенти (донори) с повишаване на степента им на окисление, вторият с добавяне на електрони от окислители (акцептори) с намаляване на степента на окисление. Най-често срещаните редуциращи агенти са металите и неметалните съединения в най-ниско окислително състояние (сероводород, амоняк). типиченокислители са халогени, азот, кислород, както и вещества, които съдържат елемент в най-висока степен на окисление (азотна или сярна киселина). Атоми, йони, молекули могат да даряват или получават електрони.
Преди 1777 г. се предполагаше, че окисляването води до загуба на невидимо горимо вещество, наречено флогистон. Въпреки това, теорията на горенето, създадена от А. Лавоазие, убеди учените, че при взаимодействие с кислорода се получава окисляване, а под действието на водорода - редукция. Едва след известно време стана ясно, че не само водородът и кислородът могат да повлияят на редокс реакциите.
Окисление
Процесът на окисление може да се случи в течна и газообразна фази, както и на повърхността на твърдите тела. Специална роля играе електрохимичното окисляване, протичащо в разтвори или стопи при анода (електрод, свързан към положителния полюс на източника на енергия). Например, когато флуоридите се стопят чрез електролиза (разлагането на веществото до съставните му елементи върху електродите), се получава най-силният неорганичен окислител, флуорът.
Друг класически пример за окисляване е горенето във въздух и чист кислород. Различни вещества са способни на този процес: метали и неметали, органични и неорганични съединения. От практическо значение е изгарянето на гориво, което е предимно сложна смес от въглеводороди с малки количества кислород, сяра, азот и други елементи.
Класически окислител –кислород
Просто вещество или химично съединение, в което атомите свързват електрони, се нарича окислител. Класически пример за такова вещество е кислородът, който след реакцията се превръща в оксиди. Но също така окислител в редокс реакциите е озонът, който се редуцира до органични вещества (например кетони и алдехиди), пероксиди, хипохлорити, хлорати, азотна и сярна киселини, манганов оксид и перманганат. Лесно е да се види, че всички тези вещества съдържат кислород.
Други обикновени окислители
Въпреки това, окислително-редукционната реакция не е само процес, включващ кислород. Вместо това, халогени, хром и дори метални катиони и водороден йон (ако се превърне в просто вещество в резултат на реакцията) могат да действат като окислител.
Колко електрони ще бъдат приети зависи до голяма степен от концентрацията на окислителя, както и от активността на метала, взаимодействащ с него. Например при реакцията на концентрирана азотна киселина с метал (цинк) могат да се приемат 3 електрона, а при взаимодействието на същите вещества, при условие че киселината е в много разредена форма, вече 8 електрона.
Най-силните окислители
Всички окислители се различават по силата на своите свойства. И така, водородният йон има ниска окислителна способност, докато атомният хлор, образуван в царската вода (смес от азотна и солна киселина в съотношение 1:3), може да окисли дори златото и платината.
Концентрираната селенова киселина има подобни свойства. Това го прави уникален сред другите органични киселини. Когато е разреден, той не може да взаимодейства със златото, но все пак е по-силен от сярната киселина и дори може да окисли други киселини, като солна киселина.
Друг пример за силен окислител е калиевият перманганат. Той успешно взаимодейства с органични съединения и е в състояние да разруши силни въглеродни връзки. Медният оксид, цезиевият озонид, цезиевият супероксид, както и ксенон дифлуорид, тетрафлуорид и ксенон хексафлуорид също имат висока активност. Окислителната им способност се дължи на високия електроден потенциал при реакция в разреден воден разтвор.
Въпреки това, има вещества, при които този потенциал е дори по-висок. Сред неорганичните молекули флуорът е най-силният окислител, но не е в състояние да действа върху инертния газ ксенон без допълнителна топлина и налягане. Но с това успешно се справят платинен хексафлуорид, дифлуородиоксид, криптонов дифлуорид, сребърен дифлуорид, двувалентни сребърни соли и някои други вещества. Заради уникалната си способност за редокс реакции, те са класифицирани като много силни окислители.
Възстановяване
Първоначално терминът "възстановяване" беше синоним на деоксидация, тоест лишаване на вещество от кислород. С течение на времето обаче думата придоби ново значение, означаваше извличане на метали от съединения, които ги съдържат, както и всякакви химични трансформации, при коитоелектроотрицателната част на веществото се заменя с положително зареден елемент, като водород.
Сложността на процеса зависи до голяма степен от химическия афинитет на елементите в съединението. Колкото по-слаб е, толкова по-лесно се осъществява реакцията. Обикновено афинитетът е по-слаб в ендотермичните съединения (топлина се абсорбира по време на тяхното образуване). Възстановяването им е доста просто. Ярък пример за това са експлозивите.
За да се проведе реакция, включваща екзотермични съединения (образувани с отделянето на топлина), трябва да се приложи силен източник на енергия, като електрически ток.
Стандартни редуциращи агенти
Най-древният и често срещан редуктор е въглищата. Смесва се с рудни оксиди, при нагряване от сместа се отделя кислород, който се комбинира с въглерод. Резултатът е прах, гранули или метална сплав.
Друг често срещан редуктор е водородът. Може да се използва и за добиване на метали. За да направите това, оксидите се запушват в тръба, през която преминава поток от водород. По принцип този метод се прилага за мед, олово, калай, никел или кобалт. Можете да го приложите върху желязо, но намаляването ще бъде непълно и ще се образува вода. Същият проблем се наблюдава при опити за третиране на цинкови оксиди с водород и се влошава допълнително от летливостта на метала. Калият и някои други елементи изобщо не се редуцират от водорода.
Характеристики на реакциите в органичната химия
В ходредукционната частица приема електрони и по този начин понижава степента на окисление на един от своите атоми. Въпреки това е удобно да се определи същността на реакцията чрез промяна на степента на окисление с участието на неорганични съединения, докато в органичната химия е трудно да се изчисли окислителното число, често има дробна стойност.
За да се ориентирате в окислително-редукционните реакции, включващи органични вещества, трябва да запомните следното правило: редукция настъпва, когато съединението отстъпи кислородни атоми и придобие водородни атоми, и обратно, окисляването се характеризира с добавяне на кислород.
Процесът на редукция е от голямо практическо значение за органичната химия. Именно той е в основата на каталитичното хидрогениране, използвано за лабораторни или промишлени цели, по-специално за пречистване на вещества и системи от въглеводородни и кислородни примеси.
Реакцията може да протече както при ниски температури и налягания (съответно до 100 градуса по Целзий и 1-4 атмосфери), така и при високи температури (до 400 градуса и няколкостотин атмосфери). Производството на органични вещества изисква сложни инструменти за осигуряване на правилните условия.
Активни метали от платиновата група или неблагороден никел, мед, молибден и кобалт се използват като катализатори. Последният вариант е по-икономичен. Възстановяването се осъществява поради едновременното поглъщане на субстрата и водорода с улесняване на реакцията между тях.
Реакциите за намаляване продължавати вътре в човешкото тяло. В някои случаи те могат да бъдат полезни и дори жизненоважни, в други могат да доведат до сериозни негативни последици. Например, азотсъдържащите съединения в тялото се превръщат в първични амини, които, наред с други полезни функции, представляват протеинови вещества, които са строителен материал на тъканите. В същото време боядисаните с анилин храни произвеждат токсични съединения.
Видове реакции
Какви окислително-редукционни реакции, става ясно, ако погледнете наличието на промени в степените на окисление. Но в рамките на този тип химическа трансформация има вариации.
И така, ако във взаимодействието участват молекули от различни вещества, едната от които включва окисляващ атом, а другата редуциращ агент, реакцията се счита за междумолекулна. В този случай уравнението на редокс реакцията може да бъде както следва:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Уравнението показва, че степените на окисление на желязото и водорода се променят, докато те са част от различни вещества.
Но има и вътрешномолекулни редокс реакции, при които един атом в химичното съединение се окислява, а друг се редуцира и се получават нови вещества:
2H2O=2H2 + O2.
По-сложен процес възниква, когато един и същ елемент действа като донор и акцептор на електрони и образува няколко нови съединения, които са включени в различни степени на окисление. Такъв процес се наричадисмутация или диспропорция. Пример за това е следната трансформация:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
От горното уравнение на окислително-редукционната реакция може да се види, че бертолетовата сол, в която хлорът е в степен на окисление +5, се разлага на два компонента - калиев хлорид със степен на окисление на хлор -1 и перхлорат с степен на окисление +7. Оказва се, че същият елемент едновременно повишава и намалява степента на окисление.
Обратното на процеса на дисмутация е реакцията на съпропорциониране или репропорциониране. В него две съединения, които съдържат един и същ елемент в различни степени на окисление, реагират помежду си, за да образуват ново вещество с единичен окислителен номер:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Както можете да видите от горните примери, в някои уравнения веществото се предхожда от числа. Те показват броя на молекулите, участващи в процеса и се наричат стехиометрични коефициенти на редокс реакции. За да бъде уравнението правилно, трябва да знаете как да ги подредите.
Метод на Е-баланс
Балансът в редокс реакциите винаги се запазва. Това означава, че окислителят приема точно толкова електрони, колкото са били отдадени от редуциращия агент. За да съставите правилно уравнение за редокс реакция, трябва да следвате този алгоритъм:
- Определете степените на окисление на елементите преди и след реакцията. Например, вреакция между азотна киселина и фосфор в присъствието на вода произвежда фосфорна киселина и азотен оксид: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + НЕ. Водородът във всички съединения има степен на окисление +1, а кислородът има -2. За азота, преди да започне реакцията, окислителното число е +5, а след като продължи +2, за фосфора - съответно 0 и +5.
- Отбележете елементите, в които се е променило окислителното число (азот и фосфор).
- Съставете електронни уравнения: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Изравнете броя на получените електрони, като изберете най-малкото общо кратно и изчислите множителя (числата 3 и 5 са делители на числото 15, съответно множителят за азот е 5, а за фосфор 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Добавете получените полуреакции според лявата и дясната част: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15-ти=3Р+5. Ако всичко е направено правилно на този етап, електроните ще се свият.
- Препишете уравнението напълно, като запишете коефициентите според електронния баланс на редокс реакцията: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Проверете дали броят на елементите преди и след реакцията остава един и същ навсякъде и ако е необходимо, добавете коефициенти пред други вещества (в този пример количеството водород и кислород не се изравни, за да уравнението на реакцията да изглежда правилно, трябва да добавите коефициент предвода): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Такъв прост метод ви позволява да поставите правилно коефициентите и да избегнете объркване.
Примери за реакции
Илюстративен пример за окислително-редукционна реакция е взаимодействието на манган с концентрирана сярна киселина, протичащо по следния начин:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Реакцията на редокс протича с промяна в степените на окисление на мангана и сярата. Преди началото на процеса манганът е бил в несвързано състояние и е имал нулева степен на окисление. Но при взаимодействие със сярата, която е част от киселината, тя повишава степента на окисление до +2, като по този начин действа като донор на електрони. Сярата, напротив, играе ролята на акцептор, понижавайки степента на окисление от +6 до +4.
Въпреки това, има и реакции, при които манганът действа като акцептор на електрони. Например, това е взаимодействието на неговия оксид със солна киселина, протичащо според реакцията:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Реакцията на редокс в този случай протича с намаляване на степента на окисление на мангана от +4 до +2 и повишаване на степента на окисление на хлора от -1 до 0.
По-рано окисляването на серен оксид с азотен оксид в присъствието на вода, което произвежда 75% сярна киселина, беше от голямо практическо значение:
SO2 + НЕ2 + H2O=NO + H2So4.
Реакцията на редокс се извършваше в специални кули, а крайният продукт се наричаше кула. Сега този метод далеч не е единственият в производството на киселина, тъй като има и други съвременни методи, например контакт с помощта на твърди катализатори. Но получаването на киселина чрез метода на окислително-редукционната реакция има не само промишлено, но и историческо значение, тъй като именно такъв процес се случи спонтанно във въздуха на Лондон през декември 1952 г.
Тогава антициклонът донесе необичайно студено време и жителите на града започнаха да използват много въглища за отопление на домовете си. Тъй като този ресурс е бил с лошо качество след войната, във въздуха е концентрирано голямо количество серен диоксид, който реагира с влага и азотен оксид в атмосферата. В резултат на това явление се е увеличила смъртността на кърмачетата, възрастните хора и страдащите от респираторни заболявания. Събитието получи името на Големия смог.
По този начин окислително-редукционните реакции са от голямо практическо значение. Разбирането на техния механизъм ви позволява да разберете по-добре естествените процеси и да постигнете нови вещества в лабораторията.
