Shndërrimi i një lënde në një tjetër me formimin e përbërjeve të reja quhet reaksion kimik. Kuptimi i këtij procesi ka një rëndësi të madhe për jetën e njerëzve, sepse me ndihmën e tij mund të merrni një sasi të madhe të substancave të nevojshme dhe të dobishme që gjenden në natyrë në sasi të vogla ose nuk ekzistojnë fare në formën e tyre natyrore. Ndër varietetet më të rëndësishme janë reaksionet redoks (shkurtuar OVR ose redox). Ato karakterizohen nga një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve ose joneve.
Proceset që ndodhin gjatë reaksionit
Gjatë reaksionit ndodhin dy procese - oksidimi dhe reduktimi. E para prej tyre karakterizohet nga dhurimi i elektroneve nga agjentët reduktues (dhuruesit) me një rritje të gjendjes së tyre të oksidimit, e dyta nga shtimi i elektroneve nga agjentët oksidues (pranuesit) me një ulje të gjendjes së tyre të oksidimit. Agjentët reduktues më të zakonshëm janë metalet dhe përbërjet jometale në gjendjen më të ulët të oksidimit (sulfidi i hidrogjenit, amoniaku). tipikeAgjentët oksidues janë halogjenet, azoti, oksigjeni, si dhe substancat që përmbajnë një element në gjendjen më të lartë të oksidimit (acidi nitrik ose sulfurik). Atomet, jonet, molekulat mund të dhurojnë ose të fitojnë elektrone.
Para 1777, u hipotezua se oksidimi rezultoi në humbjen e një lënde të djegshme të padukshme të quajtur phlogiston. Megjithatë, teoria e djegies e krijuar nga A. Lavoisier i bindi shkencëtarët se oksidimi ndodh kur ndërvepron me oksigjenin dhe reduktimi ndodh nën veprimin e hidrogjenit. Vetëm pas një kohe u bë e qartë se jo vetëm hidrogjeni dhe oksigjeni mund të ndikojnë në reaksionet redoks.
Oksidim
Procesi i oksidimit mund të ndodhë në fazat e lëngëta dhe të gazta, si dhe në sipërfaqen e trupave të ngurtë. Një rol të veçantë luhet nga oksidimi elektrokimik që ndodh në tretësirat ose shkrihet në anodë (një elektrodë e lidhur me polin pozitiv të burimit të energjisë). Për shembull, kur fluoridet shkrihen me elektrolizë (zbërthimi i një lënde në elementët e saj përbërës në elektroda), përftohet agjenti oksidues inorganik më i fortë, fluori.
Një shembull tjetër klasik i oksidimit është djegia në ajër dhe oksigjeni i pastër. Substanca të ndryshme janë të afta për këtë proces: metale dhe jometale, përbërje organike dhe inorganike. Me rëndësi praktike është djegia e lëndës djegëse, e cila është kryesisht një përzierje komplekse hidrokarburesh me sasi të vogla oksigjeni, squfuri, azoti dhe elementë të tjerë.
Oksidues klasik –oksigjen
Një substancë e thjeshtë ose përbërje kimike në të cilën atomet bashkojnë elektronet quhet agjent oksidues. Një shembull klasik i një substance të tillë është oksigjeni, i cili pas reagimit kthehet në okside. Por gjithashtu një agjent oksidues në reaksionet redoks është ozoni, i cili reduktohet në substanca organike (për shembull, ketone dhe aldehide), perokside, hipoklorite, klorate, acide nitrik dhe sulfurik, oksid mangani dhe permanganat. Është e lehtë të shihet se të gjitha këto substanca përmbajnë oksigjen.
Oksidues të tjerë të zakonshëm
Megjithatë, reaksioni redoks nuk është vetëm një proces që përfshin oksigjen. Në vend të kësaj, halogjenet, kromi, madje edhe kationet e metaleve dhe një jon hidrogjeni (nëse kthehet në një substancë të thjeshtë si rezultat i reaksionit) mund të veprojnë si një agjent oksidues.
Sa elektrone do të pranohen varet kryesisht nga përqendrimi i agjentit oksidues, si dhe nga aktiviteti i metalit që ndërvepron me të. Për shembull, në reaksionin e acidit nitrik të koncentruar me një metal (zinkun), mund të pranohen 3 elektrone, dhe në bashkëveprimin e të njëjtave substanca, me kusht që acidi të jetë në një formë shumë të holluar, tashmë 8 elektrone.
Oksiduesit më të fortë
Të gjithë agjentët oksidues ndryshojnë në fuqinë e vetive të tyre. Pra, joni i hidrogjenit ka një aftësi të ulët oksiduese, ndërsa klori atomik, i formuar në aqua regia (një përzierje e acideve nitrik dhe klorhidrik në një raport 1:3), mund të oksidojë edhe arin dhe platinin.
Acidi selenik i koncentruar ka veti të ngjashme. Kjo e bën atë unik midis acideve të tjera organike. Kur hollohet, ai nuk është në gjendje të ndërveprojë me arin, por është akoma më i fortë se acidi sulfurik dhe madje mund të oksidojë acide të tjera, si acidi klorhidrik.
Një shembull tjetër i një agjenti të fortë oksidues është permanganati i kaliumit. Ai ndërvepron me sukses me përbërjet organike dhe është në gjendje të thyejë lidhjet e forta të karbonit. Aktivitet të lartë kanë edhe oksidi i bakrit, ozonidi i ceziumit, superoksidi i ceziumit, si dhe difluoridi i ksenonit, tetrafluoridi dhe heksafluoridi ksenon. Aftësia e tyre oksiduese është për shkak të potencialit të lartë të elektrodës kur reagojnë në një tretësirë ujore të holluar.
Megjithatë, ka substanca në të cilat ky potencial është edhe më i lartë. Midis molekulave inorganike, fluori është agjenti oksidues më i fortë, por nuk është në gjendje të veprojë në ksenonin e gazit inert pa nxehtësi dhe presion shtesë. Por kjo përballohet me sukses nga heksafluoridi i platinit, difluorodioksidi, difluoridi kripton, difluoridi i argjendit, kripërat e argjendit dyvalent dhe disa substanca të tjera. Për aftësinë e tyre unike për reaksionet redoks, ato klasifikohen si oksidues shumë të fortë.
Rimëkëmbim
Fillimisht, termi "rimëkëmbje" ishte sinonim i deoksidimit, domethënë privimi i një substance të oksigjenit. Sidoqoftë, me kalimin e kohës, fjala fitoi një kuptim të ri, nënkuptonte nxjerrjen e metaleve nga komponimet që i përmbajnë ato, si dhe çdo transformim kimik në të cilinpjesa elektronegative e një substance zëvendësohet nga një element i ngarkuar pozitivisht, siç është hidrogjeni.
Kompleksiteti i procesit varet kryesisht nga afiniteti kimik i elementeve në përbërje. Sa më i dobët të jetë, aq më lehtë kryhet reagimi. Në mënyrë tipike, afiniteti është më i dobët në përbërjet endotermike (nxehtësia absorbohet gjatë formimit të tyre). Shërimi i tyre është mjaft i thjeshtë. Një shembull i mrekullueshëm i kësaj janë eksplozivët.
Në mënyrë që një reaksion që përfshin komponime ekzotermike (të formuara me çlirimin e nxehtësisë), duhet të përdoret një burim i fortë energjie, siç është rryma elektrike.
Agjentët reduktues standard
Agjenti reduktues më i lashtë dhe më i zakonshëm është qymyri. Përzihet me oksidet e xehes, kur nxehet, oksigjeni lirohet nga përzierja, i cili kombinohet me karbonin. Rezultati është një pluhur, granula ose aliazh metalik.
Një tjetër agjent reduktues i zakonshëm është hidrogjeni. Mund të përdoret gjithashtu për nxjerrjen e metaleve. Për ta bërë këtë, oksidet bllokohen në një tub përmes të cilit kalon një rrymë hidrogjeni. Në thelb, kjo metodë zbatohet për bakër, plumb, kallaj, nikel ose kob alt. Mund ta aplikoni në hekur, por reduktimi do të jetë jo i plotë dhe do të formohet uji. I njëjti problem vërehet kur përpiqemi të trajtojmë oksidet e zinkut me hidrogjen, dhe ai rëndohet më tej nga paqëndrueshmëria e metalit. Kaliumi dhe disa elementë të tjerë nuk reduktohen fare nga hidrogjeni.
Veçoritë e reaksioneve në kiminë organike
Në vazhdimgrimca reduktuese pranon elektrone dhe në këtë mënyrë ul numrin e oksidimit të njërit prej atomeve të saj. Megjithatë, është e përshtatshme të përcaktohet thelbi i reaksionit duke ndryshuar gjendjen e oksidimit me pjesëmarrjen e përbërjeve inorganike, ndërsa në kiminë organike është e vështirë të llogaritet numri i oksidimit, ai shpesh ka një vlerë të pjesshme.
Për të lundruar në reaksionet redoks që përfshijnë substanca organike, duhet të mbani mend rregullin e mëposhtëm: reduktimi ndodh kur një përbërës heq dorë nga atomet e oksigjenit dhe fiton atome hidrogjeni, dhe anasjelltas, oksidimi karakterizohet nga shtimi i oksigjenit.
Procesi i reduktimit ka një rëndësi të madhe praktike për kiminë organike. Është ai që qëndron në themel të hidrogjenizimit katalitik të përdorur për qëllime laboratorike ose industriale, në veçanti, pastrimin e substancave dhe sistemeve nga papastërtitë e hidrokarbureve dhe oksigjenit.
Reagimi mund të vazhdojë si në temperatura dhe presione të ulëta (deri në 100 gradë Celsius dhe 1-4 atmosfera, përkatësisht), ashtu edhe në temperatura të larta (deri në 400 gradë dhe disa qindra atmosfera). Prodhimi i substancave organike kërkon instrumente komplekse për të siguruar kushtet e duhura.
Metalet e grupit të platinit aktiv ose nikeli jo i çmuar, bakri, molibdeni dhe kob alti përdoren si katalizator. Opsioni i fundit është më ekonomik. Restaurimi ndodh për shkak të thithjes së njëkohshme të substratit dhe hidrogjenit me lehtësimin e reaksionit ndërmjet tyre.
Reagimet e reduktimit vazhdojnëdhe brenda trupit të njeriut. Në disa raste, ato mund të jenë të dobishme dhe madje jetike, në të tjera mund të çojnë në pasoja të rënda negative. Për shembull, komponimet që përmbajnë azot në trup shndërrohen në amina primare, të cilat, përveç funksioneve të tjera të dobishme, përbëjnë substanca proteinike që janë materiali ndërtues i indeve. Në të njëjtën kohë, ushqimet e lyera me anilinë prodhojnë komponime toksike.
Llojet e reaksioneve
Çfarë lloj reaksionesh redoks, bëhet e qartë nëse shikoni praninë e ndryshimeve në gjendjet e oksidimit. Por brenda këtij lloji të transformimit kimik, ka ndryshime.
Pra, nëse në bashkëveprim marrin pjesë molekula të substancave të ndryshme, njëra prej të cilave përfshin një atom oksidues dhe tjetra një agjent reduktues, reaksioni konsiderohet ndërmolekular. Në këtë rast, ekuacioni i reaksionit redoks mund të jetë si më poshtë:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Ekuacioni tregon se gjendjet e oksidimit të hekurit dhe hidrogjenit ndryshojnë, ndërkohë që ato janë pjesë e substancave të ndryshme.
Por ka edhe reaksione redoks intramolekulare, në të cilat një atom në një përbërje kimike oksidohet dhe një tjetër reduktohet, dhe përftohen substanca të reja:
2H2O=2H2 + O2.
Një proces më kompleks ndodh kur i njëjti element vepron si dhurues dhe pranues i elektroneve dhe formon disa komponime të reja, të cilat përfshihen në gjendje të ndryshme oksidimi. Një proces i tillë quhetdismutim ose disproporcion. Një shembull i kësaj është transformimi i mëposhtëm:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Nga ekuacioni i mësipërm i reaksionit redoks, mund të shihet se kripa e Bertolet, në të cilën klori është në gjendje oksidimi +5, zbërthehet në dy përbërës - klorur kaliumi me gjendje oksidimi të klorit -1 dhe perklorat me numër oksidimi +7. Rezulton se i njëjti element u rrit dhe uli njëkohësisht gjendjen e tij të oksidimit.
E kundërta e procesit të dismutimit është reagimi i bashkëproporcionit ose riproporcionit. Në të, dy komponime, të cilat përmbajnë të njëjtin element në gjendje të ndryshme oksidimi, reagojnë me njëri-tjetrin për të formuar një substancë të re me një numër të vetëm oksidimi:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Siç mund ta shihni nga shembujt e mësipërm, në disa ekuacione, substanca paraprihet nga numrat. Ato tregojnë numrin e molekulave të përfshira në proces dhe quhen koeficientë stoikiometrikë të reaksioneve redoks. Që ekuacioni të jetë i saktë, duhet të dini se si t'i rregulloni ato.
Metodë e-balancës elektronike
Ekuilibri në reaksionet redoks ruhet gjithmonë. Kjo do të thotë që agjenti oksidues pranon saktësisht aq elektrone sa janë dhënë nga agjenti reduktues. Për të hartuar saktë një ekuacion për një reaksion redoks, duhet të ndiqni këtë algoritëm:
- Përcaktoni gjendjen e oksidimit të elementeve para dhe pas reaksionit. Për shembull, nëreaksioni ndërmjet acidit nitrik dhe fosforit në prani të ujit prodhon acid fosforik dhe oksid nitrik: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + JO. Hidrogjeni në të gjitha përbërjet ka një gjendje oksidimi +1, dhe oksigjeni ka -2. Për azotin, para se të fillojë reaksioni, numri i oksidimit është +5, dhe pasi të vazhdojë +2, për fosforin - përkatësisht 0 dhe +5.
- Shënoni elementët në të cilët ka ndryshuar numri i oksidimit (azoti dhe fosfori).
- Përpiloni ekuacione elektronike: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Barazoni numrin e elektroneve të marra duke zgjedhur shumëfishin më të vogël të përbashkët dhe duke llogaritur shumëzuesin (numrat 3 dhe 5 janë pjesëtues për numrin 15, respektivisht, shumëzuesi për azotin është 5, dhe për fosforin 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Shto gjysmëreaksionet që rezultojnë sipas pjesës së majtë dhe të djathtë: 5N+5 + 3P0=5N+ 3P0=5N + 2 - 15-ta=3Р
- Rishkruani plotësisht ekuacionin, duke vendosur koeficientët sipas bilancit elektronik të reaksionit redoks: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5JO.
- Kontrolloni nëse numri i elementeve para dhe pas reaksionit mbetet i njëjtë kudo dhe nëse është e nevojshme, shtoni koeficientët përballë substancave të tjera (në këtë shembull, sasia e hidrogjenit dhe oksigjenit nuk u barazua, në mënyrë që ekuacioni i reagimit që të duket i saktë, duhet të shtoni një koeficient përparaujë): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5JO.
+5. Nëse çdo gjë bëhet si duhet në këtë fazë, elektronet do të tkurren.
Një metodë kaq e thjeshtë ju lejon të vendosni saktë koeficientët dhe të shmangni konfuzionin.
Shembuj reaksionesh
Një shembull ilustrues i një reaksioni redoks është ndërveprimi i manganit me acidin sulfurik të koncentruar, duke vazhduar si më poshtë:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Reaksioni redoks vazhdon me një ndryshim në gjendjet e oksidimit të manganit dhe squfurit. Para fillimit të procesit, mangani ishte në një gjendje të palidhur dhe kishte një gjendje oksidimi zero. Por kur ndërvepron me squfurin, i cili është pjesë e acidit, ai rriti gjendjen e oksidimit në +2, duke vepruar kështu si një dhurues elektroni. Squfuri, përkundrazi, luajti rolin e një pranuesi, duke ulur gjendjen e oksidimit nga +6 në +4.
Megjithatë, ka edhe reaksione në të cilat mangani vepron si një pranues elektronesh. Për shembull, ky është ndërveprimi i oksidit të tij me acidin klorhidrik, duke vazhduar sipas reaksionit:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O..
Reaksioni redoks në këtë rast vazhdon me një ulje të gjendjes së oksidimit të manganit nga +4 në +2 dhe një rritje të gjendjes së oksidimit të klorit nga -1 në 0.
Më parë, oksidimi i oksidit të squfurit me oksid azoti në prani të ujit, i cili prodhonte 75% acid sulfurik, kishte një rëndësi të madhe praktike:
SO2 + JO2 + H2O=JO + H2So4.
Reaksioni redoks më parë kryhej në kulla të veçanta, dhe produkti përfundimtar quhej kullë. Tani kjo metodë është larg nga e vetmja në prodhimin e acidit, pasi ka metoda të tjera moderne, për shembull, kontakti duke përdorur katalizatorë të ngurtë. Por marrja e acidit me metodën e reaksionit redoks nuk ka vetëm rëndësi industriale, por edhe historike, pasi ishte pikërisht një proces i tillë që ndodhi spontanisht në ajrin e Londrës në dhjetor 1952.
Anticikloni më pas solli mot jashtëzakonisht të ftohtë dhe banorët e qytetit filluan të përdorin shumë qymyr për të ngrohur shtëpitë e tyre. Meqenëse ky burim pas luftës ishte i cilësisë së dobët, në ajër u përqendrua një sasi e madhe e dyoksidit të squfurit, i cili reagoi me lagështinë dhe oksidin e azotit në atmosferë. Si pasojë e këtij fenomeni është rritur vdekshmëria e foshnjave, të moshuarve dhe atyre që vuajnë nga sëmundjet e frymëmarrjes. Ngjarjes iu dha emri i Smogut të Madh.
Kështu, reaksionet redoks kanë një rëndësi të madhe praktike. Kuptimi i mekanizmit të tyre ju lejon të kuptoni më mirë proceset natyrore dhe të arrini substanca të reja në laborator.
