Redox reakciók

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2022. szeptember 18-án felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzéshez 1 szerkesztés szükséges .

Redox reakciók


Médiafájlok a Wikimedia Commons oldalon

Redox reakciók (ORD) , még redox (rövidítve : redox , redukció - oxidáció - redukció-oxidáció) - egymással ellentétes kémiai reakciók , amelyek a reagáló anyagokat (vagy ionokat) alkotó atomok oxidációs állapotának megváltozásával jönnek létre. anyagok ), az elektronok újraeloszlásával valósul meg az oxidáló atom ( akceptor ) és a redukáló atom (donor) között.

Történelmi háttér

A tudósok ősidők óta úgy gondolták, hogy az oxidáció a flogiszton (egy különleges láthatatlan éghető anyag, amelynek kifejezését Johann Becher vezette be ) elvesztése, a helyreállítás pedig a megszerzése. De miután A. Lavoisier 1777-ben megalkotta az égés oxigénelméletét , a 19. század elejére a kémikusok az anyagok oxigénnel való kölcsönhatását oxidációnak kezdték tekinteni , és átalakulásuk helyreállítását az égés hatására . hidrogén . Más elemek azonban például oxidálószerként működhetnek

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

Ebben a reakcióban az oxidálószer egy hidrogénion [1] - H + , és a vas redukálószerként működik.

Az oxidáció-redukció elektron-ion elméletével összhangban, amelyet L. V. Pisarzhevsky dolgozott ki 1914-ben, az oxidáció az elektronok leválasztásának folyamata egy oxidált elem atomjairól vagy ionjairól; A helyreállítás az a folyamat, amikor a redukálandó elem atomjaihoz vagy ionjaihoz elektronok kapcsolódnak. Például a reakcióban

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

a cinkatom két elektront veszít, azaz oxidálódik, a klórmolekula pedig hozzáadja ezeket, vagyis redukálódik.

Leírás

A redukciós reakció során a redukálószer elektronokat ad fel, azaz oxidálódik ; Az oxidálószer elektronokat nyer, azaz redukálódik . Ezenkívül bármely redoxreakció két ellentétes átalakulás - oxidáció és redukció - egysége, amelyek egyidejűleg és anélkül, hogy az egyiket a másiktól elválasztanák. [2]

Oxidáció

Az oxidáció az elektronok adományozásának folyamata az oxidációs fok növekedésével.

Amikor egy anyagot oxidálnak , az oxidációs állapot az elektronok adományozása következtében megnő . Az oxidált anyag atomjait elektrondonoroknak , az oxidálószer atomjait pedig elektronakceptoroknak nevezzük .

Egyes esetekben, amikor oxidálódik, az eredeti anyag egy molekulája instabillá válhat, és stabilabb és kisebb összetevőkre bomlik (lásd szabad gyökök ). Ezenkívül a keletkező molekulák egyes atomjai magasabb oxidációs fokúak, mint az eredeti molekulában lévő azonos atomok.

Az elektronokat adományozó redukálószer oxidáló tulajdonságokat szerez, konjugált oxidálószerré alakul (magát a folyamatot oxidációnak nevezik):

redukálószer - e - ↔ konjugált oxidálószer .

A kötetlen, szabad elektron a legerősebb redukálószer.

Helyreállítás

A redukció az a folyamat, amikor egy anyag atomjához elektronokat adnak, miközben az oxidációs állapota csökken.

Ezenkívül a redukció során az atomok vagy ionok elektronokhoz kapcsolódnak . Ebben az esetben az elem oxidációs állapota csökken . Példák: fém- oxidok redukciója szabad fémekké hidrogén , szén vagy egyéb anyagok felhasználásával; szerves savak redukciója aldehidekké és alkoholokká ; zsírok hidrogénezése stb.

Az elektronokat befogadó oxidálószer redukáló tulajdonságokat szerez, konjugált redukálószerré alakul (magát a folyamatot redukciónak nevezik):

oxidálószer + e − ↔ konjugált redukálószer .

Redox pár

Az oxidálószer és redukált formája, vagy egy redukálószer és oxidált formája konjugált redox párt alkot , és ezek kölcsönös átalakulása redox félreakciók .

Bármely redox reakcióban két konjugált redox pár vesz részt, amelyek között verseny folyik az elektronokért, aminek következtében két félreakció megy végbe: az egyik az elektronok hozzáadásával, azaz a redukcióval, a másik a kibocsátással jár. az elektronok, vagyis az oxidáció.

Redox reakciók típusai

Intermolekuláris - reakciók, amelyekben oxidáló és redukáló atomok vannak különböző anyagok molekuláiban, például:

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

Intramolekuláris - reakciók, amelyekben oxidáló és redukáló atomok vannak ugyanannak az anyagnak a molekuláiban, például:

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

Aránytalanítás (önoxidáció-öngyógyulás) - olyan reakciók, amelyekben ugyanaz az elem oxidálószerként és redukálószerként is működik, például:

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

Proporcionálás (proporcionálás ) - olyan reakciók, amelyek során ugyanazon elem két különböző oxidációs állapotából egy oxidációs állapotot kapunk:

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

Példák

Redox reakció hidrogén és fluor között

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

Két félreakcióra oszlik:

1) Oxidáció:

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

2) Helyreállítás:

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

Az elektronok adományozásának folyamata az oxidáció. Ha oxidálódik, az oxidációs állapot megemelkedik.

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

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

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

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

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

Az elektronok hozzáadásának folyamata a redukció. Ha csökkentik, az oxidációs állapot csökken:

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

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

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

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

Azok az atomok vagy ionok, amelyek ebben a reakcióban elektronokat adnak, oxidálószerek, az elektronokat adó atomok vagy ionok pedig redukálószerek.

A kémiai reakcióba lépő anyagok arányának meghatározásához gyakran szükséges az OVR kiegyenlítése. Az OVR kiegyenlítés a sztöchiometrikus együtthatók (vagyis az egyes vegyületek mólszámának) megtalálásán múlik. A sztöchiometrikus együtthatók csak 1-től nagyobb egész értékeket vehetnek fel, a tört sztöchiometrikus együtthatók csak bizonyos esetekben megengedettek termokémiai egyenletek írása során a fizikai kémia során . Az OVR-kiegyenlítésnek két módja van: a félreakciós módszer és az elektronikus mérleg módszere. Az elektronegyensúlyi módszer egyszerűbb, és gázhalmazállapotú közegben végbemenő reakciók (például égési folyamatok vagy vegyületek hőbomlása) esetén alkalmazzák. A félreakciós módszer bonyolultabb, és folyékony közegben történő reakció esetén alkalmazzák. A félreakciós módszer nem szabad atomokkal és egyatomos ionokkal működik, hanem az oldatban ténylegesen létező részecskékkel, amelyek a reagáló anyagok oldódási és/vagy disszociációs folyamatai során keletkeznek. Mindkét módszer fontos helyet foglal el a különböző oktatási intézmények hallgatói által tanult általános és szervetlen kémia alapszakon [3] .

Jegyzetek

↑ Ebben, mint sok más esetben, a hidrogén a kémiai elemek periódusos rendszerének VII. csoportjába tartozik az oxidáló halogének fölé .
↑ Nem számít, hogy az elektronok teljesen átjutnak egyik atomból a másikba ( ionos kötés ), vagy csak többé-kevésbé eltávolodnak (poláris kovalens kötés ). Ezért ebben az esetben az elektronok visszatéréséről vagy csatlakozásáról fogunk beszélni, függetlenül a vegyértékkötés tényleges típusától. Általánosságban elmondható, hogy a redox folyamatok olyan reakciók, amelyek az elektronok egyik atomról a másikra történő átvitelével kapcsolatosak. Vagyis a [kovalens molekuláris vegyületek] vegyértékei ezekben a reakciókban oxidációs állapotként működnek . Szűkebb értelemben az oxidáció mértéke többek között vegyértékeket jelent.
↑ OVR félreakciós módszerrel (elérhetetlen link) . Kémia és kémiai technológia az életben (2013.07.10.). Hozzáférés dátuma: 2015. január 19. Az eredetiből archiválva : 2015. január 19. (határozatlan)

Irodalom

Khomchenko G. P., Sevastyanova K. I., Redox reakciók, 2. kiadás, M., 1980;
Carey F., Sandberg R., Szerves kémia haladó kurzusa, ford. angolból, könyv. 2, M., 1981, p. 119-41, 308-43;
March J., Szerves kémia, ford. angol nyelvből, 4. kötet, M., 1988, p. 259-341;
Turyai Ya. I., Redox reakciók és potenciálok az analitikai kémiában, M., 1989;
Todres 3. V., Elektrontranszfer a szerves és fémorganikus kémiában, in: Itogi nauki i tekhniki. Ser. Organic Chemistry, 12. kötet, Moszkva, 1989. S. I. Drakin, Z. V. Todres.

Lásd még

Sav-bázis reakciók