Redoxreaktioner

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 18 september 2022; verifiering kräver 1 redigering .

Redoxreaktioner


Mediafiler på Wikimedia Commons

Redoxreaktioner (ORD) , även redox (förkortning engelska redox , av red uction - oxidation - reduction-oxidation) - motparallella kemiska reaktioner som sker med en förändring i oxidationstillstånden för de atomer som utgör de reagerande ämnena (eller jonerna) ämnen ), realiseras genom omfördelning av elektroner mellan den oxiderande atomen ( acceptor ) och den reducerande atomen (donator).

Historisk bakgrund

Sedan urminnes tider har forskare trott att oxidation är förlusten av flogiston (ett speciellt osynligt brännbart ämne, vars term introducerades av Johann Becher ), och restaurering är dess förvärv. Men efter skapandet av syreteorin om förbränning av A. Lavoisier 1777, i början av 1800-talet, började kemister betrakta växelverkan mellan ämnen med syre som oxidation , och återställandet av deras omvandling under verkan av väte . Andra grundämnen kan dock fungera som oxidationsmedel, till exempel

\mathsf{Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow}

I denna reaktion är oxidationsmedlet en vätejon [1] - H + , och järn fungerar som ett reduktionsmedel.

I enlighet med elektronjonteorin om oxidation-reduktion, utvecklad av L. V. Pisarzhevsky 1914, är oxidation processen att splittra av elektroner från atomer eller joner av ett grundämne som håller på att oxideras; Återhämtning är processen att fästa elektroner till atomer eller joner av elementet som reduceras. Till exempel i reaktionen

{\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{ \mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}

zinkatomen förlorar två elektroner, det vill säga den oxideras, och klormolekylen lägger till dem, det vill säga den reduceras.

Beskrivning

I processen med en redoxreaktion avger reduktionsmedlet elektroner, det vill säga det oxideras ; Oxidationsmedlet får elektroner, det vill säga det reduceras . Dessutom är varje redoxreaktion en enhet av två motsatta transformationer - oxidation och reduktion, som sker samtidigt och utan separation av den ena från den andra. [2]

Oxidation

Oxidation är processen att donera elektroner med en ökning av graden av oxidation.

När ett ämne oxideras ökar oxidationstillståndet som ett resultat av donation av elektroner . Atomerna i det oxiderade ämnet kallas elektrondonatorer och oxidationsmedlets atomer kallas elektronacceptorer .

I vissa fall, när den oxideras, kan en molekyl av det ursprungliga ämnet bli instabil och bryta ner till mer stabila och mindre beståndsdelar (se fria radikaler ). Dessutom har några av atomerna i de resulterande molekylerna en högre grad av oxidation än samma atomer i den ursprungliga molekylen.

Reduktionsmedlet, som donerar elektroner, får oxiderande egenskaper och förvandlas till ett konjugerat oxidationsmedel (processen i sig kallas oxidation):

reduktionsmedel - e - ↔ konjugerat oxidationsmedel .

En obunden, fri elektron är det starkaste reduktionsmedlet.

Återställning

Reduktion är processen att lägga till elektroner till en atom av ett ämne, medan dess oxidationstillstånd minskar.

Även under reduktion fäster atomer eller joner elektroner . I detta fall minskar grundämnets oxidationstillstånd . Exempel: reduktion av metalloxider till fria metaller med väte , kol , andra ämnen; reduktion av organiska syror till aldehyder och alkoholer ; hydrering av fetter etc.

Oxidationsmedlet, som tar emot elektroner, får reducerande egenskaper och förvandlas till ett konjugerat reduktionsmedel (processen i sig kallas reduktion):

oxidationsmedel + e − ↔ konjugerat reduktionsmedel .

Redox par

Ett oxidationsmedel och dess reducerade form, eller ett reduktionsmedel och dess oxiderade form, utgör ett konjugerat redoxpar , och deras inbördes omvandlingar är redoxhalvreaktioner .

I vilken redoxreaktion som helst deltar två konjugerade redoxpar, mellan vilka det finns konkurrens om elektroner, vilket resulterar i två halvreaktioner: den ena är associerad med tillsatsen av elektroner, det vill säga reduktion, den andra med frisättningen av elektroner, det vill säga oxidation.

Typer av redoxreaktioner

Intermolekylära - reaktioner där oxiderande och reducerande atomer finns i molekylerna av olika ämnen, till exempel:

{\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl))

Intramolekylär - reaktioner där oxiderande och reducerande atomer finns i molekylerna av samma ämne, till exempel:

{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\högerpil 2H_{2}+O_{2))))

Disproportionering (självoxidation-självläkande) - reaktioner där samma element fungerar både som ett oxidationsmedel och som ett reduktionsmedel, till exempel:

{\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\högerpil HCl+HOCl))

Reproportionering (proportionering ) - reaktioner där ett oxidationstillstånd erhålls från två olika oxidationstillstånd av samma grundämne:

{\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\högerpil 3S+2H_{2}O))

Exempel

Redoxreaktion mellan väte och fluor

{\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H))}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F))}_{2}\högerpil 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}

Den är uppdelad i två halvreaktioner:

1) Oxidation:

{\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\högerpil 2{\mbox{H}}^{+}} }

2) Återställning:

{\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\högerpil 2{\mbox{F}}^{-}} }

Processen att donera elektroner är oxidation. När den oxideras stiger oxidationstillståndet.

{\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\högerpil 2{\mbox{H}}^{+}} }

{\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}

{\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{Al}}^{3+}}}

{\mathsf ({\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{Fe}}^{3+}}}

{\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{Hal}}_{2}^{0}} }

Processen att lägga till elektroner är reduktion. När det reduceras minskar oxidationstillståndet:

{\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\högerpil 2{\mbox{O}}^{2-} }}

{\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{Mn}}^{2+}}}

{\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{Mn}}^{2+}}}

{\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\högerpil {\mbox{Cr}}^{0}}}

Atomerna eller jonerna som donerar elektroner i denna reaktion är oxidationsmedel, och atomerna eller jonerna som donerar elektroner är reduktionsmedel.

För att hitta andelen ämnen som går in i en kemisk reaktion är det ofta nödvändigt att utjämna OVR. OVR-utjämningen handlar om att hitta de stökiometriska koefficienterna (det vill säga antalet mol av varje förening). Stökiometriska koefficienter kan endast ta värden av heltalsvärden från 1 och högre, bråkdelar av stökiometriska koefficienter är endast tillåtna i vissa fall av att skriva termokemiska ekvationer från fysikalisk kemi . Det finns två metoder för OVR-utjämning: metoden för halvreaktioner och metoden för elektronisk balans. Elektronbalansmetoden är enklare och används vid reaktion i ett gasformigt medium (till exempel förbränningsprocesser eller termisk nedbrytning av föreningar). Halvreaktionsmetoden är mer komplicerad och används vid en reaktion i ett flytande medium. Halvreaktionsmetoden fungerar inte med fria atomer och monoatomiska joner, utan med partiklar som faktiskt finns i lösningen och som bildas som ett resultat av processerna för upplösning och/eller dissociation av reagerande ämnen. Båda metoderna upptar en viktig plats i den grundläggande kursen i allmän och oorganisk kemi som studeras av studenter vid olika utbildningsinstitutioner [3] .

Anteckningar

↑ I detta, som i många andra fall, anses väte vara placerat i grupp VII i det periodiska systemet för kemiska grundämnen ovanför oxiderande halogener .
↑ Det spelar ingen roll om elektronerna går från en atom till en annan helt ( jonbindning ) eller bara dras bort (polär kovalent bindning ). Därför kommer vi i det här fallet att prata om återkomst eller tillträde av elektroner, oavsett den faktiska typen av valensbindning. I allmänhet kan redoxprocesser definieras som reaktioner associerade med överföring av elektroner från en atom till en annan. Det vill säga valenserna [av kovalenta molekylära föreningar] i dessa reaktioner fungerar som oxidationstillstånd . Mer strikt, i snäv mening, betyder graden av oxidation bland annat valenser.
↑ OVR med halvreaktionsmetoden (otillgänglig länk) . Kemi och kemisk teknik i livet (10.07.2013). Tillträdesdatum: 19 januari 2015. Arkiverad från originalet 19 januari 2015. (obestämd)

Litteratur

Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I., Redox reaktioner, 2:a upplagan, M., 1980;
Carey F., Sandberg R., fortsättningskurs i organisk kemi, övers. från engelska, bok. 2, M., 1981, sid. 119-41, 308-43;
March J., Organisk kemi, övers. från engelska, vol. 4, M., 1988, sid. 259-341;
Turyai Ya. I., Redox-reaktioner och potentialer i analytisk kemi, M., 1989;
Todres 3. V., Elektronöverföring i organisk och metallorganisk kemi, i: Itogi nauki i tekhniki. Ser. Organic chemistry, vol. 12, Moscow, 1989. S.I. Drakin, Z.V. Todres.

Se även

Syra-bas-reaktioner