Die Umwandlung eines Stoffes in einen anderen unter Bildung neuer Verbindungen nennt man eine chemische Reaktion. Das Verständnis dieses Prozesses ist für das Leben der Menschen von großer Bedeutung, da Sie mit seiner Hilfe eine große Menge an notwendigen und nützlichen Substanzen erh alten können, die in geringen Mengen in der Natur vorkommen oder in ihrer natürlichen Form überhaupt nicht existieren. Zu den wichtigsten Varianten gehören Redoxreaktionen (abgekürzt OVR oder Redox). Sie sind durch eine Änderung der Oxidationsstufen von Atomen oder Ionen gekennzeichnet.
Bei der Reaktion ablaufende Vorgänge
Während der Reaktion finden zwei Prozesse statt - Oxidation und Reduktion. Der erste von ihnen ist durch die Abgabe von Elektronen durch Reduktionsmittel (Donoren) mit Erhöhung ihrer Oxidationsstufe gekennzeichnet, der zweite durch die Aufnahme von Elektronen durch Oxidationsmittel (Akzeptoren) mit einer Verringerung ihrer Oxidationsstufe. Die gebräuchlichsten Reduktionsmittel sind Metalle und Nichtmetallverbindungen in der niedrigsten Oxidationsstufe (Schwefelwasserstoff, Ammoniak). typischOxidationsmittel sind Halogene, Stickstoff, Sauerstoff sowie Stoffe, die ein Element in der höchsten Oxidationsstufe enth alten (Salpeter- oder Schwefelsäure). Atome, Ionen, Moleküle können Elektronen abgeben oder aufnehmen.
Vor 1777 wurde die Hypothese aufgestellt, dass die Oxidation zum Verlust einer unsichtbaren brennbaren Substanz namens Phlogiston führte. Die von A. Lavoisier entwickelte Verbrennungstheorie überzeugte die Wissenschaftler jedoch davon, dass bei der Wechselwirkung mit Sauerstoff eine Oxidation und bei der Einwirkung von Wasserstoff eine Reduktion auftritt. Erst nach einiger Zeit wurde klar, dass nicht nur Wasserstoff und Sauerstoff Redoxreaktionen beeinflussen können.
Oxidation
Der Prozess der Oxidation kann in der flüssigen und gasförmigen Phase sowie an der Oberfläche von Festkörpern ablaufen. Eine besondere Rolle spielt die elektrochemische Oxidation, die in Lösungen oder Schmelzen an der Anode (einer mit dem Pluspol der Stromquelle verbundenen Elektrode) auftritt. Werden beispielsweise Fluoride durch Elektrolyse (Zersetzung eines Stoffes in seine Bestandteile an Elektroden) geschmolzen, erhält man das stärkste anorganische Oxidationsmittel Fluor.
Ein weiteres klassisches Beispiel für Oxidation ist die Verbrennung in Luft und reinem Sauerstoff. Zu diesem Vorgang sind verschiedene Stoffe befähigt: Metalle und Nichtmetalle, organische und anorganische Verbindungen. Von praktischer Bedeutung ist die Verbrennung von Kraftstoff, der hauptsächlich ein komplexes Gemisch aus Kohlenwasserstoffen mit geringen Mengen an Sauerstoff, Schwefel, Stickstoff und anderen Elementen ist.
Klassisches Oxidationsmittel –Sauerstoff
Eine einfache Substanz oder chemische Verbindung, in der Atome Elektronen anlagern, wird als Oxidationsmittel bezeichnet. Ein klassisches Beispiel für einen solchen Stoff ist Sauerstoff, der sich nach der Reaktion in Oxide umwandelt. Aber auch ein Oxidationsmittel bei Redoxreaktionen ist Ozon, das zu organischen Stoffen (z. B. Ketonen und Aldehyden), Peroxiden, Hypochloriten, Chloraten, Salpeter- und Schwefelsäure, Manganoxid und Permanganat reduziert wird. Es ist leicht zu sehen, dass alle diese Substanzen Sauerstoff enth alten.
Andere gebräuchliche Oxidationsmittel
Die Redoxreaktion ist jedoch nicht nur ein Prozess, an dem Sauerstoff beteiligt ist. Stattdessen können Halogene, Chrom und sogar Metallkationen und ein Wasserstoffion (wenn es durch die Reaktion zu einer einfachen Substanz wird) als Oxidationsmittel wirken.
Wie viele Elektronen aufgenommen werden, hängt stark von der Konzentration des Oxidationsmittels sowie von der Aktivität des mit ihm wechselwirkenden Metalls ab. Beispielsweise können bei der Reaktion von konzentrierter Salpetersäure mit einem Metall (Zink) 3 Elektronen aufgenommen werden und bei der Wechselwirkung gleicher Stoffe, sofern die Säure in sehr verdünnter Form vorliegt, bereits 8 Elektronen.
Die stärksten Oxidationsmittel
Alle Oxidationsmittel unterscheiden sich in der Stärke ihrer Eigenschaften. Das Wasserstoffion hat also eine geringe Oxidationsfähigkeit, während atomares Chlor, gebildet in Königswasser (eine Mischung aus Salpeter- und Salzsäure im Verhältnis 1:3), sogar Gold und Platin oxidieren kann.
Konzentrierte Selensäure hat ähnliche Eigenschaften. Dies macht es einzigartig unter anderen organischen Säuren. Wenn es verdünnt wird, kann es nicht mit Gold interagieren, aber es ist immer noch stärker als Schwefelsäure und kann sogar andere Säuren wie Salzsäure oxidieren.
Ein weiteres Beispiel für ein starkes Oxidationsmittel ist Kaliumpermanganat. Es interagiert erfolgreich mit organischen Verbindungen und ist in der Lage, starke Kohlenstoffbindungen aufzubrechen. Auch Kupferoxid, Cäsiumozonid, Cäsiumsuperoxid sowie Xenondifluorid, -tetrafluorid und Xenonhexafluorid weisen eine hohe Aktivität auf. Ihre Oxidationsfähigkeit beruht auf dem hohen Elektrodenpotential bei Reaktion in verdünnter wässriger Lösung.
Es gibt jedoch Substanzen, bei denen dieses Potenzial noch höher ist. Fluor ist unter den anorganischen Molekülen das stärkste Oxidationsmittel, kann aber ohne zusätzliche Wärme und Druck nicht auf das Edelgas Xenon einwirken. Dies wird jedoch erfolgreich durch Platinhexafluorid, Difluordioxid, Kryptondifluorid, Silberdifluorid, zweiwertige Silbersalze und einige andere Substanzen bewältigt. Aufgrund ihrer einzigartigen Fähigkeit zu Redoxreaktionen werden sie als sehr starke Oxidationsmittel eingestuft.
Wiederherstellung
Ursprünglich war der Begriff „Recovery“gleichbedeutend mit Desoxidation, also dem Sauerstoffentzug einer Substanz. Im Laufe der Zeit erhielt das Wort jedoch eine neue Bedeutung, es bedeutete die Extraktion von Metallen aus Verbindungen, die sie enth alten, sowie alle chemischen Umwandlungen, bei denen sie verwendet werdender elektronegative Teil eines Stoffes wird durch ein positiv geladenes Element wie Wasserstoff ersetzt.
Die Komplexität des Prozesses hängt weitgehend von der chemischen Affinität der Elemente in der Verbindung ab. Je schwächer es ist, desto leichter läuft die Reaktion ab. Typischerweise ist die Affinität in endothermen Verbindungen schwächer (während ihrer Bildung wird Wärme absorbiert). Ihre Genesung ist ganz einfach. Ein markantes Beispiel dafür sind Sprengstoffe.
Um eine Reaktion mit exothermen Verbindungen (die unter Freisetzung von Wärme entstehen) zu ermöglichen, muss eine starke Energiequelle, wie z. B. elektrischer Strom, angelegt werden.
Standardreduktionsmittel
Das älteste und gebräuchlichste Reduktionsmittel ist Kohle. Es vermischt sich mit Erzoxiden, beim Erhitzen wird Sauerstoff aus der Mischung freigesetzt, die sich mit Kohlenstoff verbindet. Das Ergebnis ist ein Pulver, Granulat oder eine Metalllegierung.
Ein weiteres gängiges Reduktionsmittel ist Wasserstoff. Es kann auch zum Abbau von Metallen verwendet werden. Dazu werden die Oxide in ein Rohr gesteckt, durch das ein Wasserstoffstrom geleitet wird. Grundsätzlich wird dieses Verfahren auf Kupfer, Blei, Zinn, Nickel oder Kob alt angewendet. Sie können es auf Eisen auftragen, aber die Reduktion ist unvollständig und es bildet sich Wasser. Das gleiche Problem wird beobachtet, wenn versucht wird, Zinkoxide mit Wasserstoff zu behandeln, und es wird durch die Flüchtigkeit des Metalls noch verschlimmert. Kalium und einige andere Elemente werden überhaupt nicht durch Wasserstoff reduziert.
Merkmale von Reaktionen in der organischen Chemie
In Bearbeitungdas Reduktionsteilchen nimmt Elektronen auf und senkt dadurch die Oxidationszahl eines seiner Atome. Es ist jedoch bequem, das Wesen der Reaktion zu bestimmen, indem man den Oxidationszustand unter Beteiligung anorganischer Verbindungen ändert, während es in der organischen Chemie schwierig ist, die Oxidationszahl zu berechnen, sie hat oft einen Bruchwert.
Um die Redoxreaktionen mit organischen Substanzen zu steuern, müssen Sie sich an die folgende Regel erinnern: Die Reduktion erfolgt, wenn eine Verbindung Sauerstoffatome abgibt und Wasserstoffatome aufnimmt, und umgekehrt, die Oxidation ist durch die Zugabe von Sauerstoff gekennzeichnet.
Der Reduktionsprozess ist von großer praktischer Bedeutung für die organische Chemie. Er ist es, der der für Labor- oder Industriezwecke verwendeten katalytischen Hydrierung zugrunde liegt, insbesondere der Reinigung von Stoffen und Systemen von Kohlenwasserstoff- und Sauerstoffverunreinigungen.
Die Reaktion kann sowohl bei niedrigen Temperaturen und Drücken (bis zu 100 Grad Celsius bzw. 1-4 Atmosphären) als auch bei hohen Temperaturen (bis zu 400 Grad und mehreren hundert Atmosphären) ablaufen. Die Produktion organischer Substanzen erfordert komplexe Instrumente, um die richtigen Bedingungen zu schaffen.
Als Katalysatoren werden aktive Metalle der Platingruppe oder unedles Nickel, Kupfer, Molybdän und Kob alt verwendet. Die letztere Option ist wirtschaftlicher. Die Wiederherstellung erfolgt aufgrund der gleichzeitigen Sorption des Substrats und des Wasserstoffs mit der Erleichterung der Reaktion zwischen ihnen.
Reduktionsreaktionen laufen abund im menschlichen Körper. In einigen Fällen können sie nützlich und sogar lebensnotwendig sein, in anderen können sie schwerwiegende negative Folgen haben. Zum Beispiel werden stickstoffh altige Verbindungen im Körper in primäre Amine umgewandelt, die neben anderen nützlichen Funktionen Proteinsubstanzen darstellen, die das Baumaterial von Geweben sind. Gleichzeitig produzieren mit Anilin gefärbte Lebensmittel giftige Verbindungen.
Reaktionsarten
Was für Redoxreaktionen das sind, wird deutlich, wenn man sich das Vorhandensein von Änderungen der Oxidationsstufen ansieht. Aber innerhalb dieser Art der chemischen Umwandlung gibt es Variationen.
Wenn also Moleküle verschiedener Substanzen an der Wechselwirkung teilnehmen, von denen eines ein oxidierendes Atom und das andere ein Reduktionsmittel enthält, wird die Reaktion als intermolekular angesehen. In diesem Fall kann die Redoxreaktionsgleichung wie folgt lauten:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Die Gleichung zeigt, dass sich die Oxidationsstufen von Eisen und Wasserstoff ändern, während sie Teil verschiedener Substanzen sind.
Aber es gibt auch intramolekulare Redoxreaktionen, bei denen in einer chemischen Verbindung ein Atom oxidiert und ein anderes reduziert wird und neue Stoffe entstehen:
2H2O=2H2 + O2.
Ein komplexerer Prozess tritt auf, wenn dasselbe Element als Elektronendonor und -akzeptor fungiert und mehrere neue Verbindungen bildet, die in unterschiedlichen Oxidationsstufen enth alten sind. Ein solcher Vorgang wird aufgerufenDismutation oder Disproportionierung. Ein Beispiel dafür ist die folgende Transformation:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Aus der obigen Gleichung der Redoxreaktion ist ersichtlich, dass Bertolet-Salz, in dem Chlor in der Oxidationsstufe +5 vorliegt, in zwei Komponenten zerfällt - Kaliumchlorid mit der Oxidationsstufe von Chlor -1 und Perchlorat mit einer Oxidationszahl von +7. Es stellt sich heraus, dass dasselbe Element gleichzeitig seine Oxidationsstufe erhöht und senkt.
Die Umkehrung des Prozesses der Dismutation ist die Reaktion der Koproportionierung oder Reproportionierung. Darin reagieren zwei Verbindungen, die das gleiche Element in unterschiedlichen Oxidationsstufen enth alten, miteinander zu einem neuen Stoff mit einer einzigen Oxidationszahl:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Wie Sie den obigen Beispielen entnehmen können, werden in manchen Gleichungen dem Stoff Zahlen vorangestellt. Sie zeigen die Anzahl der an dem Prozess beteiligten Moleküle und werden als stöchiometrische Koeffizienten von Redoxreaktionen bezeichnet. Damit die Gleichung richtig ist, musst du wissen, wie man sie anordnet.
E-Bilanz-Verfahren
Das Gleichgewicht bei Redoxreaktionen bleibt immer erh alten. Das bedeutet, dass das Oxidationsmittel genau so viele Elektronen aufnimmt, wie das Reduktionsmittel abgegeben hat. Um eine Gleichung für eine Redoxreaktion korrekt aufzustellen, müssen Sie diesem Algorithmus folgen:
- Bestimme die Oxidationsstufen der Elemente vor und nach der Reaktion. Zum Beispiel imDie Reaktion zwischen Salpetersäure und Phosphor in Gegenwart von Wasser erzeugt Phosphorsäure und Stickoxid: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NEIN. Wasserstoff hat in allen Verbindungen eine Oxidationsstufe von +1 und Sauerstoff hat -2. Für Stickstoff beträgt die Oxidationszahl vor Beginn der Reaktion +5 und danach +2 für Phosphor - 0 bzw. +5.
- Markiere die Elemente, bei denen sich die Oxidationszahl geändert hat (Stickstoff und Phosphor).
- Elektronische Gleichungen aufstellen: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Gleiche die Anzahl der empfangenen Elektronen aus, indem du das kleinste gemeinsame Vielfache wählst und den Multiplikator berechnest (die Zahlen 3 und 5 sind Teiler für die Zahl 15, der Multiplikator für Stickstoff ist 5 und für Phosphor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Addiere die resultierenden Halbreaktionen entsprechend dem linken und rechten Teil: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15.=3Ð+5. Wenn zu diesem Zeitpunkt alles richtig gemacht wird, werden die Elektronen schrumpfen.
- Schreibe die Gleichung komplett um und trage die Koeffizienten entsprechend der elektronischen Bilanz der Redoxreaktion ein: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Überprüfen Sie, ob die Anzahl der Elemente vor und nach der Reaktion überall gleich bleibt, und fügen Sie gegebenenfalls Koeffizienten vor anderen Stoffen hinzu (in diesem Beispiel haben sich die Mengen an Wasserstoff und Sauerstoff nicht angeglichen, um Damit die Reaktionsgleichung richtig aussieht, müssen Sie einen Koeffizienten davor setzenWasser): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Eine solch einfache Methode ermöglicht es Ihnen, die Koeffizienten richtig zu platzieren und Verwirrung zu vermeiden.
Reaktionsbeispiele
Ein anschauliches Beispiel für eine Redoxreaktion ist die Wechselwirkung von Mangan mit konzentrierter Schwefelsäure, die wie folgt abläuft:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Die Redoxreaktion verläuft unter Änderung der Oxidationsstufen von Mangan und Schwefel. Vor Beginn des Prozesses befand sich Mangan in einem ungebundenen Zustand und hatte einen Oxidationszustand von Null. Aber bei der Wechselwirkung mit Schwefel, der Teil der Säure ist, erhöht es die Oxidationsstufe auf +2 und wirkt somit als Elektronendonor. Schwefel hingegen spielte die Rolle eines Akzeptors und senkte die Oxidationsstufe von +6 auf +4.
Es gibt aber auch Reaktionen, bei denen Mangan als Elektronenakzeptor wirkt. Dies ist zum Beispiel die Wechselwirkung ihres Oxids mit Salzsäure, die gemäß der Reaktion abläuft:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Die Redoxreaktion verläuft in diesem Fall mit einer Abnahme der Oxidationsstufe von Mangan von +4 auf +2 und einer Erhöhung der Oxidationsstufe von Chlor von -1 auf 0.
Bisher war die Oxidation von Schwefeloxid mit Stickstoffoxid in Gegenwart von Wasser, die 75%ige Schwefelsäure ergab, von großer praktischer Bedeutung:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Die Redoxreaktion wurde früher in speziellen Türmen durchgeführt, und das Endprodukt wurde Turm genannt. Nun ist diese Methode bei weitem nicht die einzige bei der Herstellung von Säure, da es andere moderne Methoden gibt, beispielsweise den Kontakt mit festen Katalysatoren. Die Gewinnung von Säure durch die Redox-Reaktionsmethode hat jedoch nicht nur industrielle, sondern auch historische Bedeutung, da genau ein solcher Prozess im Dezember 1952 spontan in der Luft von London stattfand.
Der Antizyklon brachte dann ungewöhnlich k altes Wetter, und die Stadtbewohner begannen, viel Kohle zum Heizen ihrer Häuser zu verwenden. Da diese Ressource nach dem Krieg von schlechter Qualität war, konzentrierte sich viel Schwefeldioxid in der Luft, das mit Feuchtigkeit und Stickoxiden in der Atmosphäre reagierte. Als Folge dieses Phänomens hat die Sterblichkeit von Säuglingen, älteren Menschen und Menschen mit Atemwegserkrankungen zugenommen. Das Ereignis erhielt den Namen Great Smog.
Redoxreaktionen sind daher von großer praktischer Bedeutung. Das Verständnis ihres Mechanismus ermöglicht es Ihnen, natürliche Prozesse besser zu verstehen und neue Substanzen im Labor herzustellen.
