Redoxní reakce

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 18. září 2022; ověření vyžaduje 1 úpravu .

Redoxní reakce


Mediální soubory na Wikimedia Commons

Redoxní reakce (ORD) , též redoxní (zkr. angl . redox , z red uction - oxidace - redukce-oxidace) - protiparalelní chemické reakce probíhající se změnou oxidačních stavů atomů, které tvoří reagující látky (nebo ionty). látky ), realizované redistribucí elektronů mezi oxidující atom ( akceptor ) a redukující atom (donor).

Historické pozadí

Od starověku vědci věřili, že oxidace je ztráta flogistonu (zvláštní neviditelná hořlavá látka, jejíž termín zavedl Johann Becher ) a obnova je jeho získání. Ale po vytvoření kyslíkové teorie spalování A. Lavoisierem v roce 1777, začátkem 19. století, začali chemici považovat interakci látek s kyslíkem za oxidaci a obnovení jejich přeměny působením vodík . Jako oxidační činidlo však mohou působit například i jiné prvky

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

Při této reakci je oxidačním činidlem vodíkový iont [1] - H + a železo působí jako redukční činidlo.

V souladu s elektron-iontovou oxidačně-redukční teorií, kterou vypracoval L. V. Pisarzhevsky v roce 1914, je oxidace proces odštěpování elektronů z atomů nebo iontů prvku, který se oxiduje; Obnova je proces připojení elektronů k atomům nebo iontům prvku, který je redukován. Například v reakci

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

atom zinku ztrácí dva elektrony, to znamená, že se oxiduje, a molekula chloru je přidává, to znamená, že se redukuje.

Popis

V procesu redoxní reakce se redukční činidlo vzdává elektronů, to znamená, že je oxidováno ; Oxidační činidlo získává elektrony, to znamená, že se redukuje . Kromě toho je jakákoli redoxní reakce jednotou dvou opačných transformací - oxidace a redukce, probíhajících současně a bez oddělení jedné od druhé. [2]

Oxidace

Oxidace je proces darování elektronů se zvýšením stupně oxidace.

Při oxidaci látky se oxidační stav zvyšuje v důsledku darování elektronů . Atomy oxidované látky se nazývají donory elektronů a atomy oxidačního činidla se nazývají akceptory elektronů .

V některých případech se při oxidaci může molekula původní látky stát nestabilní a rozpadnout se na stabilnější a menší složky (viz volné radikály ). Navíc některé atomy výsledných molekul mají vyšší stupeň oxidace než stejné atomy v původní molekule.

Redukční činidlo, darující elektrony, získává oxidační vlastnosti a mění se na konjugované oxidační činidlo (samotný proces se nazývá oxidace):

redukční činidlo - e - ↔ konjugované oxidační činidlo .

Nevázaný, volný elektron je nejsilnější redukční činidlo.

Obnova

Redukce je proces přidávání elektronů k atomu látky, přičemž její oxidační stav klesá.

Také během redukce atomy nebo ionty připojují elektrony . V tomto případě se oxidační stav prvku snižuje . Příklady: redukce oxidů kovů na volné kovy pomocí vodíku , uhlíku , jiných látek; redukce organických kyselin na aldehydy a alkoholy ; hydrogenace tuků atd.

Oxidační činidlo, přijímající elektrony, získává redukční vlastnosti a mění se na konjugované redukční činidlo (samotný proces se nazývá redukce):

oxidační činidlo + e − ↔ konjugované redukční činidlo .

Redoxní pár

Oxidační činidlo a jeho redukovaná forma nebo redukční činidlo a jeho oxidovaná forma tvoří konjugovaný redoxní pár a jejich vzájemné přeměny jsou redoxní poloreakce .

V každé redoxní reakci se účastní dva konjugované redoxní páry, mezi nimiž dochází ke konkurenci o elektrony, v důsledku čehož dochází ke dvěma polovičním reakcím: jedna je spojena s přidáním elektronů, tj. redukce, druhá s uvolňováním elektronů, tedy oxidace.

Typy redoxních reakcí

Intermolekulární - reakce, ve kterých jsou oxidační a redukční atomy v molekulách různých látek, například:

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

Intramolekulární - reakce, ve kterých jsou oxidační a redukční atomy v molekulách stejné látky, například:

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

Disproporcionace (samooxidace-samoléčení) - reakce, ve kterých stejný prvek působí jako oxidační činidlo i jako redukční činidlo, například:

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

Reproporcionace (proporcionace ) - reakce, při kterých se získá jeden oxidační stav ze dvou různých oxidačních stavů téhož prvku:

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

Příklady

Redoxní reakce mezi vodíkem a fluorem

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

Dělí se na dvě poloviční reakce:

1) Oxidace:

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

2) Obnova:

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

Proces darování elektronů je oxidace. Při oxidaci oxidační stav stoupá.

{\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}} }

Proces přidávání elektronů je redukce. Při redukci se oxidační stav snižuje:

{\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}}}

Atomy nebo ionty, které darují elektrony v této reakci, jsou oxidační činidla a atomy nebo ionty, které darují elektrony, jsou redukční činidla.

Pro zjištění podílu látek vstupujících do chemické reakce je často nutné vyrovnat OVR. Vyrovnání OVR se sníží na nalezení stechiometrických koeficientů (tj. počtu molů každé sloučeniny). Stechiometrické koeficienty mohou nabývat pouze hodnot celočíselných hodnot od 1 a vyšších, zlomkové stechiometrické koeficienty jsou povoleny pouze v některých případech psaní termochemických rovnic z kurzu fyzikální chemie . Existují dvě metody vyrovnání OVR: metoda polovičních reakcí a metoda elektronické rovnováhy. Metoda elektronové bilance je jednodušší a používá se v případě reakce v plynném prostředí (například spalovací procesy nebo tepelný rozklad sloučenin). Metoda poloviční reakce je složitější a používá se v případě reakce v kapalném prostředí. Metoda poloviční reakce nepracuje s volnými atomy a monatomickými ionty, ale s částicemi, které skutečně existují v roztoku a vznikají jako výsledek procesů rozpouštění a/nebo disociace reagujících látek. Obě metody zaujímají významné místo v základním kurzu obecné a anorganické chemie studované studenty různých vzdělávacích institucí [3] .

Poznámky

↑ V tomto, stejně jako v mnoha jiných případech, je vodík považován za zařazený do skupiny VII periodické tabulky chemických prvků nad oxidujícími halogeny .
↑ Nezáleží na tom, zda elektrony přecházejí z jednoho atomu na druhý zcela ( iontová vazba ) nebo jsou pouze více či méně odtahovány (polární kovalentní vazba ). Proto v tomto případě budeme hovořit o návratu nebo přistoupení elektronů bez ohledu na skutečný typ valenční vazby. Obecně lze redoxní procesy definovat jako reakce spojené s přenosem elektronů z jednoho atomu na druhý. To znamená, že valence [kovalentních molekulárních sloučenin] v těchto reakcích působí jako oxidační stavy . Přesněji řečeno, v užším smyslu znamená stupeň oxidace mimo jiné valence.
↑ OVR metodou poloviční reakce (nepřístupný odkaz) . Chemie a chemická technologie v životě (10.07.2013). Datum přístupu: 19. ledna 2015. Archivováno z originálu 19. ledna 2015. (neurčitý)

Literatura

Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I., Redox reakce, 2. vyd., M., 1980;
Carey F., Sandberg R., Advanced Course in Organic Chemistry, přel. z angličtiny, kniha. 2, M., 1981, str. 119-41, 308-43;
March J., Organická chemie, přel. z angličtiny, svazek 4, M., 1988, str. 259-341;
Turyai Ya.I., Redoxní reakce a potenciály v analytické chemii, M., 1989;
Todres 3. V., Přenos elektronů v organické a organokovové chemii, in: Itogi nauki i techhniki. Ser. Organická chemie, svazek 12, Moskva, 1989. S. I. Drakin, Z. V. Todres.

Viz také

Acidobazické reakce