La transformació d'una substància en una altra amb la formació de nous compostos s'anomena reacció química. Comprendre aquest procés és de gran importància per a la vida de les persones, ja que amb la seva ajuda podeu obtenir una gran quantitat de substàncies necessàries i útils que es troben a la natura en petites quantitats o que no existeixen en la seva forma natural. Entre les varietats més importants es troben les reaccions redox (abreujat OVR o redox). Es caracteritzen per un canvi en els estats d'oxidació dels àtoms o dels ions.
Processos ocorreguts durant la reacció
Durant la reacció, tenen lloc dos processos: oxidació i reducció. El primer d'ells es caracteritza per la donació d'electrons per agents reductors (donants) amb un augment del seu estat d'oxidació, el segon per l'addició d'electrons per agents oxidants (acceptors) amb una disminució del seu estat d'oxidació. Els agents reductors més comuns són els metalls i els compostos no metàl·lics en el menor estat d'oxidació (sulfur d'hidrogen, amoníac). típicEls agents oxidants són els halògens, el nitrogen, l'oxigen, així com les substàncies que contenen un element en el més alt estat d'oxidació (àcid nítric o sulfúric). Els àtoms, els ions i les molècules poden donar o guanyar electrons.
Abans de 1777, es va plantejar la hipòtesi que l'oxidació provocava la pèrdua d'una substància combustible invisible anomenada flogisto. Tanmateix, la teoria de la combustió creada per A. Lavoisier va convèncer els científics que l'oxidació es produeix quan interacciona amb l'oxigen, i la reducció es produeix sota l'acció de l'hidrogen. Només després d'un temps va quedar clar que no només l'hidrogen i l'oxigen poden afectar les reaccions redox.
Oxidació
El procés d'oxidació es pot produir en les fases líquida i gasosa, així com a la superfície dels sòlids. Un paper especial té l'oxidació electroquímica que es produeix en solucions o es fonen a l'ànode (un elèctrode connectat al pol positiu de la font d'alimentació). Per exemple, quan els fluorurs es fonen per electròlisi (la descomposició d'una substància en els seus elements constitutius en els elèctrodes), s'obté l'agent oxidant inorgànic més fort, el fluor.
Un altre exemple clàssic d'oxidació és la combustió a l'aire i l'oxigen pur. Diverses substàncies són capaces d'aquest procés: metalls i no metalls, compostos orgànics i inorgànics. D'importància pràctica és la combustió del combustible, que és principalment una barreja complexa d'hidrocarburs amb petites quantitats d'oxigen, sofre, nitrogen i altres elements.
Oxidant clàssic –oxigen
Una substància o compost químic simple en què els àtoms uneixen electrons s'anomena agent oxidant. Un exemple clàssic d'aquesta substància és l'oxigen, que es converteix en òxids després de la reacció. Però també un agent oxidant en les reaccions redox és l'ozó, que es redueix a substàncies orgàniques (per exemple, cetones i aldehids), peròxids, hipoclorits, clorats, àcids nítric i sulfúric, òxid de manganès i permanganat. És fàcil veure que totes aquestes substàncies contenen oxigen.
Altres oxidants comuns
No obstant això, la reacció redox no és només un procés que implica oxigen. En canvi, els halògens, el crom i fins i tot els cations metàl·lics i un ió hidrogen (si es converteix en una substància simple com a resultat de la reacció) poden actuar com a agent oxidant.
Quants electrons s'acceptaran depèn en gran mesura de la concentració de l'agent oxidant, així com de l'activitat del metall que interacciona amb ell. Per exemple, en la reacció de l'àcid nítric concentrat amb un metall (zinc) es poden acceptar 3 electrons, i en la interacció de les mateixes substàncies, sempre que l'àcid estigui en forma molt diluïda, ja 8 electrons.
Els oxidants més forts
Tots els agents oxidants es diferencien en la força de les seves propietats. Per tant, l'ió hidrogen té una capacitat oxidant baixa, mentre que el clor atòmic, format a l'aigua regia (una barreja d'àcids nítric i clorhídric en una proporció d'1:3), pot oxidar fins i tot l'or i el platí.
L'àcid selènic concentrat té propietats similars. Això el fa únic entre altres àcids orgànics. Quan es dilueix, no és capaç d'interaccionar amb l'or, però encara és més fort que l'àcid sulfúric i fins i tot pot oxidar altres àcids, com l'àcid clorhídric.
Un altre exemple d'agent oxidant fort és el permanganat de potassi. Interacciona amb èxit amb compostos orgànics i és capaç de trencar forts enllaços de carboni. L'òxid de coure, l'ozonur de cesi, el superòxid de cesi, així com el difluorur de xenó, el tetrafluorur i l'hexafluorur de xenó també tenen una alta activitat. La seva capacitat oxidant es deu a l' alt potencial de l'elèctrode quan reaccionen en una solució aquosa diluïda.
No obstant això, hi ha substàncies en què aquest potencial és encara més gran. Entre les molècules inorgàniques, el fluor és l'agent oxidant més fort, però no és capaç d'actuar sobre el gas inert xenó sense calor i pressió addicionals. Però això s'afronta amb èxit amb l'hexafluorur de platí, el difluorodiòxid, el difluorur de cripton, el difluorur de plata, les sals divalents de plata i algunes altres substàncies. Per la seva capacitat única de reaccions redox, es classifiquen com a oxidants molt forts.
Recuperació
Originalment, el terme "recuperació" era sinònim de desoxidació, és a dir, la privació d'oxigen d'una substància. No obstant això, amb el temps, la paraula va adquirir un nou significat, va significar l'extracció de metalls a partir de compostos que els contenien, així com qualsevol transformació químic en la qualla part electronegativa d'una substància es substitueix per un element carregat positivament, com l'hidrogen.
La complexitat del procés depèn en gran mesura de l'afinitat química dels elements del compost. Com més feble és, més fàcil es duu a terme la reacció. Normalment, l'afinitat és més feble en els compostos endotèrmics (la calor s'absorbeix durant la seva formació). La seva recuperació és bastant senzilla. Un exemple sorprenent d'això són els explosius.
Per tal que una reacció impliqui compostos exotèrmics (formats amb l'alliberament de calor), s'ha d'aplicar una font forta d'energia, com ara un corrent elèctric.
Agents reductors estàndard
L'agent reductor més antic i comú és el carbó. Es barreja amb òxids de mineral, quan s'escalfa, de la mescla s'allibera oxigen, que es combina amb el carboni. El resultat és una pols, grànuls o aliatge metàl·lic.
Un altre agent reductor comú és l'hidrogen. També es pot utilitzar per extreure metalls. Per fer-ho, els òxids s'obstrueixen en un tub pel qual passa un corrent d'hidrogen. Bàsicament, aquest mètode s'aplica al coure, plom, estany, níquel o cob alt. Podeu aplicar-lo al ferro, però la reducció serà incompleta i es formarà aigua. El mateix problema s'observa quan s'intenta tractar els òxids de zinc amb hidrogen, i s'agreuja encara més per la volatilitat del metall. El potassi i alguns altres elements no es redueixen en absolut per l'hidrogen.
Característiques de les reaccions en química orgànica
En cursla partícula reductora accepta electrons i, per tant, redueix el nombre d'oxidació d'un dels seus àtoms. Tanmateix, és convenient determinar l'essència de la reacció canviant l'estat d'oxidació amb la participació de compostos inorgànics, mentre que en química orgànica és difícil calcular el nombre d'oxidació, sovint té un valor fraccionat.
Per navegar per les reaccions redox que impliquen substàncies orgàniques, cal recordar la següent regla: la reducció es produeix quan un compost abandona àtoms d'oxigen i adquireix àtoms d'hidrogen, i viceversa, l'oxidació es caracteritza per l'addició d'oxigen.
El procés de reducció és de gran importància pràctica per a la química orgànica. És el qui subjau a la hidrogenació catalítica utilitzada amb finalitats de laboratori o industrials, en particular, la purificació de substàncies i sistemes d'impureses d'hidrocarburs i oxigen.
La reacció pot procedir tant a baixes temperatures i pressions (fins a 100 graus centígrads i 1-4 atmosferes, respectivament) com a altes temperatures (fins a 400 graus i diversos centenars d'atmosferes). La producció de substàncies orgàniques requereix instruments complexos per oferir les condicions adequades.
Com a catalitzadors s'utilitzen metalls actius del grup del platí o níquel, coure, molibdè i cob alt no preciosos. Aquesta última opció és més econòmica. La restauració es produeix per l'absorció simultània del substrat i l'hidrogen amb la facilitació de la reacció entre ells.
Les reaccions de reducció continueni dins del cos humà. En alguns casos, poden ser útils i fins i tot vitals, en altres poden comportar greus conseqüències negatives. Per exemple, els compostos que contenen nitrogen al cos es converteixen en amines primàries, que, entre altres funcions útils, constitueixen substàncies proteiques que són el material de construcció dels teixits. Al mateix temps, els aliments tenyits amb anilina produeixen compostos tòxics.
Tipus de reaccions
Quin tipus de reaccions redox, queda clar si ens fixem en la presència de canvis en els estats d'oxidació. Però dins d'aquest tipus de transformació química, hi ha variacions.
Per tant, si en la interacció participen molècules de diferents substàncies, una de les quals inclou un àtom oxidant i l' altra un agent reductor, la reacció es considera intermolecular. En aquest cas, l'equació de la reacció redox pot ser la següent:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
L'equació mostra que els estats d'oxidació del ferro i l'hidrogen canvien, mentre que formen part de diferents substàncies.
Però també hi ha reaccions redox intramoleculars, en què un àtom d'un compost químic s'oxida i un altre es redueix i s'obtenen noves substàncies:
2H2O=2H2 + O2.
Un procés més complex es produeix quan el mateix element actua com a donant i acceptor d'electrons i forma diversos compostos nous, que s'inclouen en diferents estats d'oxidació. Aquest procés s'anomenadismutació o desproporció. Un exemple d'això és la següent transformació:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
A partir de l'equació anterior de la reacció redox, es pot veure que la sal de Bertolet, en la qual el clor es troba en estat d'oxidació de +5, es descompon en dos components: clorur de potassi amb l'estat d'oxidació del clor -1 i perclorat amb un nombre d'oxidació de +7. Resulta que el mateix element augmentava i baixava simultàniament el seu estat d'oxidació.
El revés del procés de dismutació és la reacció de coproporcionació o reproporcionació. En ell, dos compostos, que contenen el mateix element en diferents estats d'oxidació, reaccionen entre ells per formar una nova substància amb un únic nombre d'oxidació:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Com podeu veure als exemples anteriors, en algunes equacions, la substància va precedida de nombres. Mostren el nombre de molècules implicades en el procés i s'anomenen coeficients estequiomètrics de les reaccions redox. Perquè l'equació sigui correcta, cal saber com organitzar-les.
Mètode d'equilibri electrònic
L'equilibri de les reaccions redox sempre es conserva. Això vol dir que l'agent oxidant accepta exactament tants electrons com els ha donat l'agent reductor. Per compondre correctament una equació per a una reacció redox, heu de seguir aquest algorisme:
- Determineu els estats d'oxidació dels elements abans i després de la reacció. Per exemple, enLa reacció entre l'àcid nítric i el fòsfor en presència d'aigua produeix àcid fosfòric i òxid nítric: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NO. L'hidrogen de tots els compostos té un estat d'oxidació de +1 i l'oxigen té -2. Per al nitrogen, abans que comenci la reacció, el nombre d'oxidació és +5, i després de procedir a +2, per al fòsfor - 0 i +5, respectivament.
- Marca els elements en què ha canviat el nombre d'oxidació (nitrogen i fòsfor).
- Composar equacions electròniques: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Igualar el nombre d'electrons rebuts escollint el mínim comú múltiple i calculant el multiplicador (els nombres 3 i 5 són divisors del nombre 15, respectivament, el multiplicador del nitrogen és 5 i del fòsfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Afegiu les mitges reaccions resultants segons les parts esquerra i dreta: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15è=3Р+5. Si tot es fa correctament en aquesta etapa, els electrons es reduiran.
- Reescriu l'equació completament, anotant els coeficients segons el balanç electrònic de la reacció redox: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Comproveu si el nombre d'elements abans i després de la reacció segueix sent el mateix a tot arreu i, si cal, afegiu coeficients davant d' altres substàncies (en aquest exemple, la quantitat d'hidrogen i oxigen no s'ha igualat, per tal que l'equació de reacció per semblar correcta, cal afegir un coeficient al davantaigua): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Un mètode tan senzill us permet col·locar correctament els coeficients i evitar confusions.
Exemples de reaccions
Un exemple il·lustratiu d'una reacció redox és la interacció del manganès amb l'àcid sulfúric concentrat, procedint de la següent manera:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
La reacció redox es produeix amb un canvi en els estats d'oxidació del manganès i el sofre. Abans de l'inici del procés, el manganès es trobava en estat no unit i tenia un estat d'oxidació zero. Però en interaccionar amb el sofre, que forma part de l'àcid, va augmentar l'estat d'oxidació a +2, actuant així com a donant d'electrons. El sofre, per contra, jugava el paper d'acceptor, baixant l'estat d'oxidació de +6 a +4.
No obstant això, també hi ha reaccions en què el manganès actua com a acceptor d'electrons. Per exemple, aquesta és la interacció del seu òxid amb l'àcid clorhídric, procedent segons la reacció:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
La reacció redox en aquest cas procedeix amb una disminució de l'estat d'oxidació del manganès de +4 a +2 i un augment de l'estat d'oxidació del clor de -1 a 0.
Prèviament, l'oxidació de l'òxid de sofre amb òxid de nitrogen en presència d'aigua, que produïa un 75% d'àcid sulfúric, era de gran importància pràctica:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
La reacció redox solia realitzar-se en torres especials, i el producte final es deia torre. Ara, aquest mètode està lluny de ser l'únic en la producció d'àcid, ja que hi ha altres mètodes moderns, per exemple, el contacte amb catalitzadors sòlids. Però l'obtenció d'àcid pel mètode de reacció redox té una importància no només industrial, sinó també històrica, ja que va ser precisament aquest procés el que es va produir espontàniament a l'aire de Londres el desembre de 1952.
Llavors, l'anticicló va portar un clima inusualment fred i la gent del poble va començar a utilitzar molt carbó per escalfar les seves cases. Com que aquest recurs era de mala qualitat després de la guerra, es va concentrar una gran quantitat de diòxid de sofre a l'aire, que va reaccionar amb la humitat i l'òxid de nitrogen de l'atmosfera. Com a conseqüència d'aquest fenomen, s'ha incrementat la mortalitat dels nadons, la gent gran i els que pateixen mal alties respiratòries. L'esdeveniment va rebre el nom de Gran Smog.
Per tant, les reaccions redox tenen una gran importància pràctica. Comprendre el seu mecanisme us permet entendre millor els processos naturals i aconseguir noves substàncies al laboratori.
