Vienas vielas pārvēršanos citā, veidojot jaunus savienojumus, sauc par ķīmisko reakciju. Izpratnei par šo procesu ir liela nozīme cilvēku dzīvē, jo ar tās palīdzību var iegūt milzīgu daudzumu nepieciešamo un noderīgo vielu, kas dabā ir sastopamas nelielos daudzumos vai tās dabiskajā formā nemaz nepastāv. Starp svarīgākajām šķirnēm ir redoksreakcijas (saīsināti OVR vai redox). Tiem ir raksturīgas izmaiņas atomu vai jonu oksidācijas pakāpēs.
Procesi, kas notiek reakcijas laikā
Reakcijas laikā notiek divi procesi - oksidēšanās un reducēšanās. Pirmajam no tiem ir raksturīga elektronu ziedošana ar reducētāju (donoru) palīdzību, palielinoties to oksidācijas pakāpei, otrajai - elektronu pievienošana ar oksidētājiem (akceptoriem), samazinoties to oksidācijas pakāpei. Visizplatītākie reducētāji ir metāli un nemetālu savienojumi ar viszemāko oksidācijas pakāpi (sērūdeņradis, amonjaks). tipisksoksidētāji ir halogēni, slāpeklis, skābeklis, kā arī vielas, kas satur elementu visaugstākajā oksidācijas pakāpē (slāpekļskābe vai sērskābe). Atomi, joni, molekulas var nodot vai iegūt elektronus.
Pirms 1777. gada tika izvirzīta hipotēze, ka oksidēšanās rezultātā tika zaudēta neredzama degoša viela, ko sauc par flogistonu. Taču A. Lavuazjē radītā degšanas teorija pārliecināja zinātniekus, ka, mijiedarbojoties ar skābekli, notiek oksidēšanās, bet ūdeņraža iedarbībā notiek reducēšanās. Tikai pēc kāda laika kļuva skaidrs, ka ne tikai ūdeņradis un skābeklis var ietekmēt redoksreakcijas.
Oksidācija
Oksidācijas process var notikt šķidrā un gāzveida fāzē, kā arī uz cieto vielu virsmas. Īpašu lomu spēlē elektroķīmiskā oksidācija, kas notiek šķīdumos vai kausējumos pie anoda (elektrods, kas savienots ar barošanas avota pozitīvo polu). Piemēram, ja fluorīdus izkausē ar elektrolīzi (vielai sadaloties tās sastāvā esošajos elementos uz elektrodiem), tiek iegūts spēcīgākais neorganiskais oksidētājs, fluors.
Cits klasisks oksidācijas piemērs ir sadegšana gaisā un tīrā skābeklī. Šajā procesā ir spējīgas dažādas vielas: metāli un nemetāli, organiskie un neorganiskie savienojumi. Praktiska nozīme ir degvielas sadedzināšanai, kas galvenokārt ir sarežģīts ogļūdeņražu maisījums ar nelielu skābekļa, sēra, slāpekļa un citu elementu daudzumu.
Klasiskais oksidētājs –skābeklis
Vienkāršu vielu vai ķīmisku savienojumu, kurā atomi piesaista elektronus, sauc par oksidētāju. Klasisks šādas vielas piemērs ir skābeklis, kas pēc reakcijas pārvēršas oksīdos. Bet arī oksidētājs redoksreakcijās ir ozons, kas tiek reducēts līdz organiskām vielām (piemēram, ketoniem un aldehīdiem), peroksīdiem, hipohlorītiem, hlorātiem, slāpekļskābi un sērskābi, mangāna oksīdu un permanganātu. Ir viegli redzēt, ka visas šīs vielas satur skābekli.
Citi izplatīti oksidētāji
Tomēr redoksreakcija nav tikai process, kurā iesaistīts skābeklis. Tā vietā halogēni, hroms un pat metālu katjoni un ūdeņraža jons (ja reakcijas rezultātā pārvēršas par vienkāršu vielu) var darboties kā oksidētājs.
Tas, cik daudz elektronu tiks pieņemts, lielā mērā ir atkarīgs no oksidētāja koncentrācijas, kā arī no metāla aktivitātes, kas ar to mijiedarbojas. Piemēram, koncentrētas slāpekļskābes reakcijā ar metālu (cinku) var pieņemt 3 elektronus, un to pašu vielu mijiedarbībā, ja skābe ir ļoti atšķaidītā veidā, jau 8 elektronus.
Spēcīgākie oksidētāji
Visi oksidētāji atšķiras pēc to īpašību stipruma. Tātad ūdeņraža jonam ir zema oksidēšanas spēja, savukārt atomu hlors, kas veidojas ūdens regijā (slāpekļskābes un sālsskābes maisījums attiecībā 1:3), var oksidēt pat zeltu un platīnu.
Koncentrētai selēnskābei ir līdzīgas īpašības. Tas padara to unikālu starp citām organiskajām skābēm. Atšķaidīts, tas nespēj mijiedarboties ar zeltu, taču tas joprojām ir stiprāks par sērskābi un var pat oksidēt citas skābes, piemēram, sālsskābi.
Cits spēcīga oksidētāja piemērs ir kālija permanganāts. Tas veiksmīgi mijiedarbojas ar organiskajiem savienojumiem un spēj saraut spēcīgas oglekļa saites. Augsta aktivitāte ir arī vara oksīdam, cēzija ozonīdam, cēzija superoksīdam, kā arī ksenona difluorīdam, tetrafluorīdam un ksenona heksafluorīdam. To oksidēšanas spēja ir saistīta ar lielo elektrodu potenciālu, reaģējot atšķaidītā ūdens šķīdumā.
Tomēr ir vielas, kurām šis potenciāls ir vēl lielāks. Starp neorganiskajām molekulām fluors ir spēcīgākais oksidētājs, taču tas nespēj iedarboties uz inertās gāzes ksenonu bez papildu siltuma un spiediena. Bet ar to veiksmīgi tiek galā platīna heksafluorīds, difluordioksīds, kriptona difluorīds, sudraba difluorīds, divvērtīgie sudraba sāļi un dažas citas vielas. To unikālās spējas redoksreakcijas dēļ tie tiek klasificēti kā ļoti spēcīgi oksidētāji.
Atgūšana
Sākotnēji termins "atgūšana" bija sinonīms deoksidācijai, tas ir, vielas skābekļa atņemšanai. Taču laika gaitā šis vārds ieguva jaunu nozīmi, ar to apzīmēja metālu ieguvi no tos saturošiem savienojumiem, kā arī jebkādas ķīmiskas pārvērtības, kurāsvielas elektronnegatīvā daļa tiek aizstāta ar pozitīvi lādētu elementu, piemēram, ūdeņradi.
Procesa sarežģītība lielā mērā ir atkarīga no savienojumā esošo elementu ķīmiskās afinitātes. Jo vājāks tas ir, jo vieglāk tiek veikta reakcija. Parasti endotermiskajos savienojumos afinitāte ir vājāka (to veidošanās laikā tiek absorbēts siltums). Viņu atgūšana ir pavisam vienkārša. Spilgts piemērs tam ir sprāgstvielas.
Lai notiktu reakcija, kurā iesaistīti eksotermiski savienojumi (veidojas, izdaloties siltumam), ir jāizmanto spēcīgs enerģijas avots, piemēram, elektriskā strāva.
Standarta reducētāji
Senākā un izplatītākā reducētāja ir ogles. Tas sajaucas ar rūdas oksīdiem, karsējot, no maisījuma izdalās skābeklis, kas savienojas ar oglekli. Rezultāts ir pulveris, granulas vai metāla sakausējums.
Cits izplatīts reducētājs ir ūdeņradis. To var izmantot arī metālu ieguvei. Lai to izdarītu, oksīdi tiek aizsērēti caurulē, caur kuru tiek izvadīta ūdeņraža plūsma. Būtībā šī metode tiek piemērota vara, svina, alvas, niķeļa vai kob alta apstrādei. Jūs varat to uzklāt uz dzelzs, bet samazinājums būs nepilnīgs un veidojas ūdens. Tāda pati problēma tiek novērota, mēģinot apstrādāt cinka oksīdus ar ūdeņradi, un to vēl vairāk saasina metāla nepastāvība. Kāliju un dažus citus elementus ūdeņradis nemaz nereducē.
Reakciju iezīmes organiskajā ķīmijā
Notiekreducējošā daļiņa pieņem elektronus un tādējādi pazemina viena tā atoma oksidācijas skaitu. Taču ir ērti noteikt reakcijas būtību, mainot oksidācijas pakāpi, piedaloties neorganiskiem savienojumiem, savukārt organiskajā ķīmijā oksidācijas skaitli ir grūti aprēķināt, tam bieži vien ir daļskaitlis.
Lai virzītos uz redoksreakcijām, kurās iesaistītas organiskas vielas, ir jāatceras šāds noteikums: reducēšanās notiek, kad savienojums atsakās no skābekļa atomiem un iegūst ūdeņraža atomus, un otrādi, oksidāciju raksturo skābekļa pievienošana.
Reducēšanas procesam ir liela praktiska nozīme organiskajā ķīmijā. Tas ir tas, kurš ir pamatā katalītiskajai hidrogenēšanai, ko izmanto laboratorijas vai rūpnieciskiem mērķiem, jo īpaši vielu un sistēmu attīrīšanai no ogļūdeņraža un skābekļa piemaisījumiem.
Reakcija var noritēt gan zemā temperatūrā un spiedienā (attiecīgi līdz 100 grādiem pēc Celsija un 1-4 atmosfērām), gan augstā temperatūrā (līdz 400 grādiem un vairākiem simtiem atmosfēru). Organisko vielu ražošanai ir nepieciešami sarežģīti instrumenti, lai nodrošinātu pareizos apstākļus.
Aktīvās platīna grupas metāli vai nedārgais niķelis, varš, molibdēns un kob alts tiek izmantoti kā katalizatori. Pēdējā iespēja ir ekonomiskāka. Restaurācija notiek substrāta un ūdeņraža vienlaicīgas sorbcijas dēļ, veicinot reakciju starp tiem.
Samazināšanās reakcijas turpināsun cilvēka ķermeņa iekšienē. Dažos gadījumos tie var būt noderīgi un pat vitāli svarīgi, citos var izraisīt nopietnas negatīvas sekas. Piemēram, slāpekli saturošie savienojumi organismā tiek pārvērsti primārajos amīnos, kas līdzās citām noderīgām funkcijām veido proteīna vielas, kas ir audu būvmateriāls. Tajā pašā laikā ar anilīnu krāsoti pārtikas produkti rada toksiskus savienojumus.
Reakciju veidi
Kādas redoksreakcijas, kļūst skaidrs, ja paskatās uz oksidācijas pakāpju izmaiņu klātbūtni. Taču šāda veida ķīmiskās transformācijas ietvaros pastāv atšķirības.
Tātad, ja mijiedarbībā piedalās dažādu vielu molekulas, no kurām viena ietver oksidējošo atomu, bet otrā reducētājs, tad reakcija tiek uzskatīta par starpmolekulāru. Šajā gadījumā redoksreakcijas vienādojums var būt šāds:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Vienādojums parāda, ka dzelzs un ūdeņraža oksidācijas pakāpe mainās, kamēr tie ir dažādu vielu sastāvdaļa.
Bet ir arī intramolekulāras redoksreakcijas, kurās ķīmiskā savienojumā viens atoms tiek oksidēts un otrs tiek reducēts, un tiek iegūtas jaunas vielas:
2H2O=2H2 + O2.
Sarežģītāks process notiek, kad viens un tas pats elements darbojas kā elektronu donors un akceptors un veido vairākus jaunus savienojumus, kas tiek iekļauti dažādos oksidācijas stāvokļos. Tādu procesu saucdismutācija vai disproporcija. Piemērs tam ir šāda transformācija:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
No iepriekš minētā redoksreakcijas vienādojuma redzams, ka Bertolē sāls, kurā hlors ir oksidācijas stāvoklī +5, sadalās divās komponentēs - kālija hlorīds ar hlora oksidācijas pakāpi -1 un perhlorāts ar oksidācijas koeficientu +7. Izrādās, ka viens un tas pats elements vienlaikus palielināja un pazemināja savu oksidācijas pakāpi.
Dismutācijas procesa reverss ir līdzsvarošanas vai reproporcijas reakcija. Tajā divi savienojumi, kas satur vienu un to pašu elementu dažādos oksidācijas pakāpēs, reaģē viens ar otru, veidojot jaunu vielu ar vienu oksidācijas numuru:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Kā jūs varat redzēt no iepriekš minētajiem piemēriem, dažos vienādojumos vielas priekšā ir skaitļi. Tie parāda procesā iesaistīto molekulu skaitu un tiek saukti par redoksreakciju stehiometriskajiem koeficientiem. Lai vienādojums būtu pareizs, jums jāzina, kā tos sakārtot.
E-bilances metode
Līdzsvars redoksreakcijās vienmēr tiek saglabāts. Tas nozīmē, ka oksidētājs pieņem tieši tik daudz elektronu, cik to atdeva reducētājs. Lai pareizi izveidotu redoksreakcijas vienādojumu, jums jāievēro šāds algoritms:
- Nosakiet elementu oksidācijas pakāpi pirms un pēc reakcijas. Piemēram, iekšāreakcija starp slāpekļskābi un fosforu ūdens klātbūtnē rada fosforskābi un slāpekļa oksīdu: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NĒ. Ūdeņraža oksidācijas pakāpe visos savienojumos ir +1, bet skābeklim ir -2. Slāpeklim pirms reakcijas sākuma oksidācijas skaitlis ir +5 un pēc tam, kad tā turpinās +2, fosforam - attiecīgi 0 un +5.
- Atzīmējiet elementus, kuriem ir mainījies oksidācijas skaitlis (slāpeklis un fosfors).
- Sastādiet elektroniskos vienādojumus: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Izlīdziniet saņemto elektronu skaitu, izvēloties mazāko kopējo daudzkārtni un aprēķinot reizinātāju (skaitļi 3 un 5 ir attiecīgi skaitļa 15 dalītāji, slāpekļa reizinātājs ir 5, bet fosforam 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Pievienojiet iegūtās pusreakcijas saskaņā ar kreiso un labo daļu: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Р+5. Ja šajā posmā viss ir izdarīts pareizi, elektroni saruks.
- Pilnībā pārrakstiet vienādojumu, noliekot koeficientus atbilstoši redoksreakcijas elektroniskajam līdzsvaram: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Pārbaudiet, vai elementu skaits pirms un pēc reakcijas visur paliek vienāds, un, ja nepieciešams, pievienojiet koeficientus citu vielu priekšā (šajā piemērā ūdeņraža un skābekļa daudzums nav vienāds, lai Lai reakcijas vienādojums izskatītos pareizs, priekšā jāpievieno koeficientsūdens): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Tik vienkārša metode ļauj pareizi novietot koeficientus un izvairīties no neskaidrībām.
Reakciju piemēri
Ilustratīvs redoksreakcijas piemērs ir mangāna mijiedarbība ar koncentrētu sērskābi, rīkojoties šādi:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Redoksreakcija notiek, mainoties mangāna un sēra oksidācijas pakāpei. Pirms procesa sākuma mangāns bija nesaistītā stāvoklī, un tam bija nulles oksidācijas stāvoklis. Bet, mijiedarbojoties ar sēru, kas ir daļa no skābes, tas palielināja oksidācijas pakāpi līdz +2, tādējādi darbojoties kā elektronu donors. Sērs, gluži pretēji, spēlēja akceptora lomu, pazeminot oksidācijas pakāpi no +6 līdz +4.
Tomēr ir arī reakcijas, kurās mangāns darbojas kā elektronu akceptors. Piemēram, tā ir tā oksīda mijiedarbība ar sālsskābi, kas notiek saskaņā ar reakciju:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Šajā gadījumā redoksreakcija norit, mangāna oksidācijas pakāpei samazinoties no +4 līdz +2 un hlora oksidācijas pakāpei palielinoties no -1 līdz 0.
Iepriekš liela praktiska nozīme bija sēra oksīda oksidēšanai ar slāpekļa oksīdu ūdens klātbūtnē, kas radīja 75% sērskābes:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Agrāk redoksreakcija tika veikta īpašos torņos, un galaproduktu sauca par torni. Tagad šī metode nebūt nav vienīgā skābes ražošanā, jo ir arī citas modernas metodes, piemēram, kontakts, izmantojot cietos katalizatorus. Taču skābes iegūšanai ar redoksreakcijas metodi ir ne tikai rūpnieciska, bet arī vēsturiska nozīme, jo tieši šāds process spontāni notika Londonas gaisā 1952. gada decembrī.
Anticiklons atnesa neparasti aukstu laiku, un pilsētnieki sāka izmantot daudz ogļu, lai apsildītu savas mājas. Tā kā šis resurss pēc kara bija nekvalitatīvs, gaisā koncentrējās liels daudzums sēra dioksīda, kas reaģēja ar mitrumu un slāpekļa oksīdu atmosfērā. Šīs parādības rezultātā ir palielinājusies zīdaiņu, vecāka gadagājuma cilvēku un ar elpceļu slimībām slimojošo mirstība. Pasākumam tika dots Lielā smoga nosaukums.
Tādējādi redoksreakcijām ir liela praktiska nozīme. Izpratne par to mehānismu ļauj labāk izprast dabiskos procesus un iegūt jaunas vielas laboratorijā.
