Oxidačně-redukční reakce nebo oxidačně-redukční reakce je chemická reakce , ve kterém je přenos elektronů probíhá . Mezi chemické látky , které zachycuje elektrony, se nazývá „ oxidační činidlo “ a druhy, které jim umožní se, „ snížení “.
Redoxní reakce probíhají při spalování , při určitých metalurgických dávkách , při korozi kovů, při jevech elektrochemie nebo buněčného dýchání . Hrají obzvláště důležitou roli v oblasti biologie při transformaci kyslíku na vodu (H 2 O) v živých organismech. Redoxní reakce se také často používají v průmyslu: získávání litiny z rud složených z oxidu železa redukcí, poté železa a oceli z litiny oxidací.
Rozmanitost redoxních reakcí je vysvětlena pohyblivostí elektronu , jeho lehkostí a jeho všudypřítomností ve všech formách hmoty.
Následující pokusy se rtutí , Antoine Lavoisier prokázána v roce 1772 role dioxygen v některých oxidačně redukčních reakcí. Stanovuje první definice:
V běžném jazyce, oxidace je chemická reakce , ve kterém sloučenina je (například) v kombinaci s jedním nebo více atomy z kyslíku , jako je například oxidace železa Fe, která produkuje rzi : 4 Fe + 3 O 2⟶ 2 Fe 2 O 3.
Ale to bylo jen v XX th století po objevu elektronu (podle Joseph John Thomson v roce 1897) a zavedení modelu atomu Bohra (1913), že chemické reakce jsou přezkoumána ve světle těchto nových modelů a podobnosti pozorované umožňují postupně identifikovat současnou koncepci oxidačně-redukční, která je vyjádřena elektronovými přenosy.
Suché oxidačně-redukční reakce (výměna kyslíku) jsou popsány Ellinghamovými diagramy . Ve vodném prostředí se Nernstova rovnice používá ke studiu termodynamických aspektů redoxních reakcí a Butler-Volmerův vztah ke studiu jejich kinetických aspektů .
Abychom usnadnili studium reakcí, spojujeme (někdy abstraktně) s každým atomem sloučeniny oxidační číslo (ne), které symbolizuje hodnotu přenášeného náboje (například: Fe 2+ , nazývaný železný ion „železo ( II )“ , má oxidační číslo rovné 2).
„Kombinace s kyslíkem“ jsou tedy pouze zvláštním případem redoxních reakcí. Zde jsou dvě reakce s mědí:
2 Cu + O 2⟶ 2 CuO ; Cu + Cl 2⟶ CuCl 2.První kombinuje měď a kyslík, zatímco druhý kombinuje měď a chlor . Chlór a kyslík mají jednu společnou věc: jsou to více elektronegativní prvky než měď.
Oxidace jednoho těla je vždy doprovázena redukcí druhého (elektrony nemohou cirkulovat samy a jsou nutně zachyceny), mluvíme o „oxidačně-redukční reakci“. Oxidace je poloviční reakcí redoxu a redukce druhou reakcí.
První definici redukce lze lépe pochopit díky etymologii. Redukovat pochází z latinského reducere : přivést zpět. Zmenšit kov znamená „přivést“ jej zpět do neutrálního stavu.
Při oxidačně-redukční reakci:
Mnemotechniku můžeme použít pomocí samohlásek a souhlásek: Reduktor = Dárce, Oxidant = Akceptor.
Redukční činidlo oxiduje (oxidační reakce), oxidační činidlo se redukuje (redukční reakce). Redox proto sestává ze dvou polovičních reakcí: oxidace a redukce.
Oxidované redukční činidlo se stává oxidantem a naopak redukované oxidační činidlo se stává redukčním činidlem. To definuje „oxidačně-redukční pár“ (nazývaný také „redoxní pár“), který je tvořen oxidačním činidlem a konjugovaným redukčním činidlem (redukované oxidační činidlo). Je uvedeno ve formě: „oxidační / redukční činidlo“.
Označujeme Red = Ox + n e - oxidační reakci, Red je redukčním činidlem a Ox oxidantem reakce. Tuto rovnici lze napsat šipkou (⟶), pokud je reakce celková, tj. Pokud je rovnovážná konstanta K > 10 000 ( K závisí na reakci).
Oxidace je poloviční rovnice redoxu.
Označíme Ox + n e - = Red redukční reakci, Red je redukční činidlo a Ox oxidant reakce). Tuto rovnici lze napsat šipkou (⟶), pokud je reakce úplná, tj. Pokud K > 10 000 ( K závisí na reakci).
Redukce je polovina rovnice oxidace a redukce.
Redoxní reakcí je přidání oxidace a redukce (za účelem zjednodušení elektronů ). Rovnice redukce oxidace je napsána následovně:
Ox 1 + Red 2 = Ox 2 + Red 1 , s Ox 1 / Red 1 a Ox 2 / Red 2 oxidačně-redukční páry.V biochemii , a zejména s ohledem na syntézu prebiotických molekul, mluvíme o reakcích probíhajících v oxidační atmosféře, tj. V přítomnosti kyslíku, na rozdíl od redukční atmosféry, například obsahující plyn. Uhličitý.
Některé chemické sloučeniny se mohou chovat jako oxidační činidlo i jako redukční činidlo. To platí zejména pro peroxid vodíku , o kterém se říká, že je nepřiměřený , a který proto nelze dlouhodobě skladovat:
H 2 O 2⟶ 2 H + + O 2+ 2 e - (oxidace); H 2 O 2+ 2 H + + 2 e - ⟶ 2 H 2 O (snížení).nebo konečně:
2 H 2 O 2⟶ 2 H 2 O+ O 2.Například existují oxidačně redukční páry Cu 2+ / Cu a Zn 2+ / Zn, které dávají reakci ve vodném roztoku :
Zn (s) + Cu 2+ (aq) ⟶ Zn 2+ (aq) + Cu (s) (redox).Tato reakce se může rozložit na redukci (oxidačního činidla) a oxidaci (redukčního činidla):
Zn (s) = Zn2 + (aq) + 2 e - (oxidace); Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) (redukce).Dvě poloviční rovnice oxidace a redukce mohou být v některých případech skutečně odděleny (to znamená, že se nevyskytují na stejném místě), což umožňuje generování elektrického proudu (tj. Co se děje v elektrických bateriích ). V ostatních případech, například v uvedeném příkladu, mají pouze formální zájem (volné elektrony ve vodě neexistují).
Oxidačně-redukční reakce musí být vyvážena, aby byl zajištěn přesný počet zapojených elektronů. Někdy existují složité reakce, které vyžadují vyvážení stechiometrických koeficientů polovičních rovnic. Někdy je nutné přidat do rovnováhy molekuly nebo ionty (v závislosti na médiu).
Například pro reakci mezi manganistanem draselným (pár MnO 4- / Mn 2+ ) a roztok železa (pár Fe 3+ / Fe 2+ ) v kyselém prostředí (přítomnost iontů H + ):
( Fe 2+ = Fe 3+ + e - ) × 5 (oxidace); ( MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O) × 1 (redukce);tedy následující rovnice oxidace a redukce: MnO 4- + 8 H + + 5 Fe 2+ = Mn 2+ + 4 H 2 O+ 5 Fe 3+ .
Vyrovnat takovou rovnici také znamená lineárně kombinovat poloviční reakce (oxidaci a redukci) tak, aby počet daných elektronů byl přesně takový počet přijatých elektronů : redoxní reakcí je přísná výměna elektronů ( termodynamicky příznivá).
Například :
Fe = Fe 3+ + 3 e - ; O 2+ 4 e - = 2 O 2– .V projednávaném případě jde o nalezení nejmenšího společného násobku 3 a 4, tedy 12, aby byla zajištěna přísná směnná rovnováha: je tedy nutné kombinovat čtyřnásobek první poloviční reakce ( železo poskytne 12 elektronů) se 3násobkem druhé poloviční reakce (dioxygen přijme 12 elektronů), to znamená: 4 Fe + 3 O 2⟶ 4 Fe 3+ + 6 O 2– . Je to výměna elektronů, která představuje jev redukce oxidace.
Pak existuje elektrostatická přitažlivost : kladné a záporné náboje přitahují a uspořádají se tak, aby vytvořily neutrální iontový krystal : 4 Fe 3+ + 6 O 2– ⟶ 2 Fe 2 O 3.
Nejedná se přesně o chemickou reakci, ale o přepis odpovídající statické přitažlivosti v iontovém krystalu ( hematit ).
„Oxidační“ nebo „redukční“ charakter je relativní v kontextu chemické reakce. Redukční prvek v jedné reakci může oxidovat v jiné. Je však možné sestrojit stupnici oxidační síly (nebo v opačném směru redukční síly): je to redox potenciál , který se měří ve voltech . Kromě toho může tento potenciál záviset na chemickém kontextu, zejména na pH , a dokonce i na fyzikálním kontextu: účinky světla jsou využívány jak přírodou ve fotosyntéze, tak lidmi ve fotografii .
Všechny páry redukující oxidanty jsou psány ve formě Ox / Red . Jsou klasifikovány od nejsilnějšího okysličovadla po nejslabší nebo od nejslabšího redukčního činidla po nejsilnější a hodnota jejich potenciálu je uvedena ve voltech (při 25 ° C a 1013 hPa ).
Příklady párů redukujících oxidantyOxidační / redukční činidlo | E 0 (V) |
---|---|
F 2 / F - | +2,87 |
S 2 O 8 2- / SO 4 2- | +2,01 |
H 2 O 2/ H 2 O | +1,77 |
MnO 4 - / MnO 2 | +1,69 |
MnO 4 - / Mn 2+ | +1,51 |
Do 3+ / Do | +1,50 |
PbO 2 / Pb 2+ | +1,45 |
Cl 2 / Cl - | +1,36 |
Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ | +1,33 |
MnO 2 / Mn 2+ | +1,23 |
O 2/ H 2 O | +1,23 |
Br 2 / Br - | +1,08 |
Č. 3 - / Č | +0,96 |
Hg 2+ / Hg | +0,85 |
NO 3 - / NO 2 - | +0,84 |
Ag + / Ag | +0,80 |
Fe 3+ / Fe 2+ | +0,77 |
O 2/ H 2 O 2 | +0,68 |
I 2 / I - | +0,62 |
Cu 2+ / Cu | +0,34 |
CH 3 CHO / C 2 H 5 OH | +0,19 |
SO 4 2- / SO 2 | +0,17 |
S 4 O 6 2- / S 2 O 3 2- | +0,09 |
H + / H 2 | +0,00 |
CH 3 CO 2 H / CH 3 CHO | -0,12 |
Pb 2+ / Pb | -0,13 |
Sn 2+ / Sn | -0,14 |
Ni 2+ / Ni | -0,23 |
Cd 2+ / Cd | -0,40 |
Fe 2+ / Fe | -0,44 |
Zn 2+ / Zn | -0,76 |
Al 3+ / Al | -1,66 |
Mg 2+ / Mg | -2,37 |
Na + / Na | -2,71 |
Ca 2+ / Ca | -2,87 |
K + / K. | -2,92 |
Li + / Li | -3,05 |
Tělo člověka také používá redox reakce pro biosyntetických procesů , jako jsou například mastné kyseliny biosyntézy , v mitochondriálním respiračním řetězci, nebo glukoneogeneze . Nejpoužívanějšími páry jsou zejména:
Poznámka.
U určitých redoxních reakcí, zejména v suché fázi (tj. V nevodném prostředí, často při vysoké teplotě), nedochází k zjevnému přenosu elektronů. Můžeme uvést například případ spalování vodíku v kyslíku ve vzduchu : 2 H 2+ O 2⟶ 2 H 2 O.
Podle staré definice prvek vodík, který v kombinaci s prvkem kyslík, prošel oxidací.
Ale H 2 reagenciea O 2A produkt H 2 Ojsou molekuly; v příslušných chemických druzích není přítomen žádný ion, který by umožňoval interpretaci z hlediska přenosu elektronů.
K vyřešení problému je nutné apelovat na elektronegativitu prvku. Tato veličina charakterizuje schopnost atomu prvku zachytit jeden nebo více elektronů a transformovat je na záporný iont. V molekulách jsou atomy spojeny kovalentními vazbami .
Tvorba chemické vazby a elektronegativity Atomy se stejnou elektronegativitou: kovalentní vazbaPřesněji řečeno, výsledky kovalentní vazby ze sdílení jednoho nebo více párů elektronů ( sdílené dublety nebo vazebné dublety ) mezi dvěma stejnými atomy (případ z vazeb mezi atomy v H 2 molekula O 2předchozího příkladu), tedy stejné elektronegativity. Dublety jsou rovnoměrně sdíleny mezi dvěma atomy: zůstávají elektricky neutrální.
H 2 :Vazebný dublet [ : ] je (v průměru) ve stejné vzdálenosti od dvou atomů vodíku.
Atomy různých elektronegativit: iontové vazby, polarizované kovalentní, iono-kovalentní Celkový přenos elektronů mezi atomy: tvorba iontové vazbyKdyž je důležitý rozdíl v elektronegativitě Δ En mezi atomy (typicky Δ En > 2 ), vazebné elektrony jsou silně přemístěny směrem k nejvíce elektronegativnímu atomu, který je téměř úplně monopolizuje: tento prakticky celkový přenos elektronů činí tento atom záporným iontem ( nebo anion ) a z druhého atomu pozitivní ion (nebo kation ). Jelikož již neexistuje, přísně vzato, žádné sdružování elektronů, již neexistuje kovalentní vazba. Chemická vazba je vazba mezi ionty nebo iontové vazby . Tento typ připojení je hraniční, nikdy nebyl dosažen na 100%.
Krystal NaCl :Cl je mnohem elektronegativnější než Na - oddělené atomy Na • • Cl; vazba: Cl monopolizuje elektronový dublet: Na: Cl
⇒ Cl získal elektron ztrácel Na: vazby mezi Cl - iontu a Na + iontů .
Částečný elektronický přenos: polarizovaná kovalentní vazba, iono-kovalentní vazbaPokud je rozdíl v elektronegativitě menší, přenos elektronů mezi dvěma atomy již není úplný, ale částečný přenos záporného náboje na nejvíce elektronegativní atom produkuje přebytek záporného náboje na tomto atomu (který pak nese záporný částečný náboj , uvedeno δ - ) a deficit záporného náboje na druhém atomu (který pak nese kladný dílčí náboj , známý δ + ); vazba mezi atomy je polarizovaná kovalentní vazba (je-li polarizace mírná) nebo iono-kovalentní (vazba s „poloiontovým“ znakem, pokud je polarizace pozoruhodná, obvykle pro 1 <Δ En <2 ).
Molekula HCl :Cl je více elektronegativní než H: v molekule HCl je vazebný dublet posunut směrem k Cl:
H [:] Cl.
Typ odkazu | Elektronický přenos mezi atomy |
Průměrná poloha dubletu [:] = vazební dublet |
Model (vazební dublet = ——) |
---|---|---|---|
kovalentní | Ne | H [ : ] H | H —— H |
kovalentní polarizované nebo iono-kovalentní |
částečný | H [ : ] Cl | δ + H —— Cl δ - |
iontový (elektrostatická přitažlivost) |
celkový | Na : Cl | Na + Cl - |
Spalování sodíku Na v dioxygenu:
4 Na + O 2⟶ 2 Na 2 O.Prvek O je mnohem elektronegativní než prvek Na : přenos elektronů je prakticky celkový; můžeme aplikovat na Na 2 Oiontový model: tato sloučenina je tvořena ionty Na + a O 2– .
Interpretace reakce ve smyslu redoxu nepředstavuje problém:
Na = Na + + e - ; Na ztrácí elektron, je oxidován, O + 2 e - = O 2 ; O zachycuje elektrony, je redukován. Fiktivní celkový přenos ( virtuální )V molekule vody jsou vazebné elektrony přiřazeny atomu O, který je nejvíce elektronegativní . Voda se stává fiktivní iontovou sloučeninou , kterou tvoří fiktivní ionty H + a O 2– . Reakce se poté interpretuje jako v předchozím případě:
H = H + + e - ; H ztrácí elektron, je oxidován, O + 2 e - = O 2 ; O získává elektrony, je redukováno.Oxidační číslo (bez), nebo oxidační stupeň (DO) představuje náboj každého fiktivního iontu prvku v chemických druhů uvažovaných.
To je vyjádřeno v římských číslicích , aby se odlišila od starosti skutečného iontu .
V H 2 O molekuly :
V symetrické molekuly H 2a O 2, náboj každého atomu je nula a oxidační číslo každého prvku je nula:
Během reakce:
Tato definice je obecnější než definice omezená na skutečné výměny elektronů. Je použitelný jak pro částečný přenos, tak pro celkový přenos elektronů.
Pokud během reakce není pozorována žádná změna počtu prvků, není tato reakce oxidačně-redukční reakcí.
Příklad 1: H2 (g)+ Cl 2 (g)⟶ 2 HCl Činidla : (případ symetrické molekuly)Varianty čísel, zaznamenané „Δn.o. », Odpovídá přenosu poplatků z redukčních činidel na oxidační činidla. Celkový náboj získaný oxidačními činidly se tedy rovná celkovému náboji odevzdanému redukčními činidly.
Příklad: Vyvažte následující rovnici: a HCl + b O 2⟶ c Cl 2+ D H 2 OV obecném případě, kdy multiplikátory , b , c , d , atd. jsou všechny odlišné od 1, vypočítáme nejméně společný násobek ( lcm ) p těchto multiplikátorů.
Pak napíšeme: a ∨ b ∨ c ∨ d ∨ atd. = str .
3. Pojmenujte některé chemické sloučeninyPsaní vzorců a název chemických sloučenin kodifikuje IUPAC .
Čísla se v nomenklatuře používají hlavně tehdy, když prvek může mít několik oxidačních stavů .
Některé případy
3.1. Monatomické kationtyMonatomické kationty jsou pojmenovány přidáním v závorkách za název prvku, buď příslušné číslo náboje následované znaménkem plus, nebo oxidační číslo ( římské číslo ). Před jménem je uveden termín „iont“ nebo „kation“.
Příklad: Prvky sodík, vápník a hliník mají pouze jeden stupeň oxidace; není tedy žádná nejasnost ohledně náboje kationtu, lze jej z názvu vynechat: Na + : iont sodný; Ca 2+ : iont vápníku; Al 3+ : hliníkový ion; prvek železo představuje několik stupňů oxidace: Fe 2+ nazývané železité ionty železa ( II ) a Fe 3+ nazývané železité ionty železa ( III ). 3.2. Pevné sloučeninyObecně lze říci, že názvy chemických sloučenin jsou založeny na poměrech jejich složek.
3.2.1 Iontové krystalyÚvodní poznámka: proporce iontů tvořících krystal jsou určeny podmínkou elektrické neutrality celku.
Pravidlo: Předpona „ mono- “ je vždy vynechána, s výjimkou případných nejasností .
CaCl 2 : chlorid vápenatý; druhé zjednodušení je stále možné:
Doporučení: pokud sloučeniny obsahují prvky tak, že není nutné specifikovat poměry, například když je stupeň oxidace obvykle neměnný, není třeba tyto poměry uvádět .
CaCl 2je jediná sloučenina složená z prvků Ca a Cl: nom = chlorid vápenatý , výhodnější než chlorid vápenatý.
Oxidový vzorec | Podíl složek | Příjmení | Fiktivní iontový model | Jméno na základě Fe čísel |
---|---|---|---|---|
Fe 2 O 3 | 3 atomy O pro 2 atomy Fe | odlišný oxid | 2Fe 3+ 3O 2− | oxid železitý |
FeO | 1 atom O pro 1 atom Fe | oxid uhelnatý (ve srovnání s CO: oxid uhelnatý) |
Fe 2+ O 2− | oxid železitý |
Fe 3 O 4 | 4 atomy O pro 3 atomy Fe | trifer tetraoxid | Fe 2+ 2 Fe 3+ 4O 2 - je to směsný oxid |
železo (II) a oxid železitý (III) |