Redoks -Redox
Redox ( redukcja–utlenianie , / r ɛ d k s / RED -oks , / ˈ r iː d ɒ k s / REE -doks ) to rodzaj reakcji chemicznej, w której zmieniają się stany utlenienia substratu .
- Utlenianie to utrata elektronów lub wzrost stopnia utlenienia znajdującej się w nim substancji chemicznej lub atomów.
- Redukcja to zyskanie elektronów lub zmniejszenie stopnia utlenienia substancji chemicznej lub znajdujących się w niej atomów.
Istnieją dwie klasy reakcji redoks:
- przeniesienie elektronu, w którym tylko jeden (zwykle) elektron przepływa od środka redukującego do utleniacza. Ten typ reakcji redoks jest często omawiany w kategoriach par redoks i potencjałów elektrod.
- przeniesienie atomu , gdzie atom przenosi się z jednego podłoża na drugie. Na przykład w przypadku rdzewienia żelaza stopień utlenienia atomów żelaza wzrasta, gdy przekształca się ono w tlenek, a jednocześnie zmniejsza się stopień utlenienia tlenu, ponieważ przyjmuje elektrony uwalniane przez żelazo. Chociaż reakcje utleniania są zwykle związane z tworzeniem się tlenków, inne związki chemiczne mogą pełnić tę samą funkcję. W uwodornianiu wiązania C =C (i inne) są redukowane przez przeniesienie atomów wodoru.
Terminologia
„Redox” to połączenie słów „redukcja” i „utlenianie”. Termin „redoks” został po raz pierwszy użyty w 1928 roku. Procesy utleniania i redukcji zachodzą jednocześnie i nie mogą zachodzić niezależnie. W procesach redoks reduktor przenosi elektrony do utleniacza. Tak więc w reakcji reduktor lub środek redukujący traci elektrony i ulega utlenieniu, a utleniacz lub środek utleniający zyskuje elektrony i jest redukowany. Para środka utleniającego i redukującego, która bierze udział w określonej reakcji, nazywana jest parą redoks . Para redoks to związek redukujący i jego odpowiednia forma utleniająca, np. Fe2+
/ Fe3+
Samo utlenianie i sama redukcja są nazywane połówkową reakcją, ponieważ dwie połówkowe reakcje zawsze zachodzą razem, tworząc całą reakcję.
Utleniacze
Utlenianie pierwotnie wiązało się z reakcją z tlenem w celu wytworzenia tlenku. Później termin ten został rozszerzony o substancje podobne do tlenu, które przeprowadzały równoległe reakcje chemiczne. Ostatecznie znaczenie uogólniono na wszystkie procesy związane z utratą elektronów. Substancje, które mają zdolność utleniania innych substancji (powodują, że tracą elektrony) są uważane za utleniające lub utleniające i są znane jako środki utleniające , utleniacze lub utleniacze. Utleniacz (środek utleniający) usuwa elektrony z innej substancji, a zatem sam jest redukowany. A ponieważ „akceptuje” elektrony, środek utleniający jest również nazywany akceptorem elektronów . Utleniacze to zwykle substancje chemiczne z pierwiastkami na wysokim stopniu utlenienia (np. H
2O
2, MnO−
4, CrO
3, Cr
2O2-
7, OsO
4) lub też pierwiastki silnie elektroujemne ( O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 ), które mogą zyskać dodatkowe elektrony poprzez utlenianie innej substancji.
Utleniacze są utleniaczami, ale termin ten jest zarezerwowany głównie dla źródeł tlenu, szczególnie w kontekście wybuchów. Kwas azotowy jest utleniaczem.
Tlen jest kwintesencją utleniacza.
Reduktory
Substancje, które mają zdolność redukcji innych substancji (powodują, że zyskują elektrony) są uważane za redukujące lub redukujące i są znane jako środki redukujące, reduktory lub reduktory. Reduktor (środek redukujący) przenosi elektrony na inną substancję iw ten sposób sam ulega utlenieniu. A ponieważ oddaje elektrony, środek redukujący jest również nazywany donorem elektronów . Donory elektronów mogą również tworzyć kompleksy przenoszenia ładunku z akceptorami elektronów. Słowo „ redukcja ” pierwotnie odnosiło się do utraty wagi po podgrzaniu rudy metalu , takiej jak tlenek metalu , w celu wydobycia metalu. Innymi słowy, rudę „zredukowano” do metalu. Antoine Lavoisier wykazał, że ta utrata wagi była spowodowana utratą tlenu jako gazu. Później naukowcy zdali sobie sprawę, że w tym procesie atom metalu zyskuje elektrony. Znaczenie redukcji zostało wówczas uogólnione na wszystkie procesy związane ze zdobywaniem elektronów. Równoważnik redukcyjny odnosi się do związków chemicznych, które przenoszą ekwiwalent jednego elektronu w reakcjach redoks. Termin jest powszechny w biochemii. Odpowiednikiem redukującym może być elektron, atom wodoru, jako jon wodorkowy .
Reduktory w chemii są bardzo różnorodne. Dobrymi środkami redukującymi są elektrododatnie metale pierwiastkowe , takie jak lit , sód , magnez , żelazo , cynk i glin . Metale te stosunkowo łatwo oddają lub oddają elektrony. Przenoszą elektrony.
Reagenty przenoszenia wodorków , takie jak NaBH 4 i LiAlH 4 , redukują przez przeniesienie atomów: przenoszą równoważnik wodorku lub H − . Odczynniki te szeroko stosowane w [redukcji związków karbonylowych do alkoholi . Pokrewna metoda redukcji obejmuje użycie gazowego wodoru (H 2 ) jako źródła atomów H.
Elektronacja i deelektronacja
Elektrochemik John Bockris zaproponował słowa elektronacja i deelektronacja , aby opisać odpowiednio procesy redukcji i utleniania, gdy zachodzą one na elektrodach . Słowa te są analogiczne do protonowania i deprotonowania . Nie zostały powszechnie przyjęte przez chemików na całym świecie, chociaż IUPAC rozpoznał termin elektronizacja.
Stawki, mechanizmy i energie
Reakcje redoks mogą zachodzić powoli, jak przy powstawaniu rdzy , lub szybko, jak w przypadku spalania paliwa. Reakcje przeniesienia elektronu są na ogół szybkie i zachodzą w czasie mieszania.
Mechanizmy reakcji przenoszenia atomów są bardzo zmienne, ponieważ można przenosić wiele rodzajów atomów. Takie reakcje mogą być również dość złożone, tzn. obejmować wiele etapów. Mechanizmy reakcji przeniesienia elektronów zachodzą dwoma różnymi drogami, przeniesieniem elektronów w sferze wewnętrznej i przeniesieniem elektronów w sferze zewnętrznej .
Analiza energii wiązań i energii jonizacji w wodzie pozwala na obliczenie termodynamicznych aspektów reakcji redoks.
Standardowe potencjały elektrod (potencjały redukcyjne)
Każda reakcja połówkowa ma standardowy potencjał elektrody ( Eo
komórka), która jest równa różnicy potencjałów lub napięcia w równowadze w standardowych warunkach ogniwa elektrochemicznego, w którym reakcja katody jest reakcją połówkową , a anoda jest standardową elektrodą wodorową, w której wodór jest utleniany:
- 1 ⁄ 2 H 2 → H + + e − .
Potencjał elektrody każdej połówkowej reakcji jest również znany jako jej potencjał redukcyjny Eo
czerwony, lub potencjał, gdy reakcja połówkowa zachodzi na katodzie. Potencjał redukcyjny jest miarą tendencji środka utleniającego do redukcji. Jego wartość wynosi zero dla H + + e − → 1 ⁄ 2 H 2 z definicji, dodatnia dla utleniaczy silniejszych niż H + (np. +2,866 V dla F 2 ) i ujemna dla utleniaczy słabszych niż H + (np . -0,763 V dla Zn 2+ ).
W przypadku reakcji redoks zachodzącej w komórce różnica potencjałów wynosi:
-
mio
komórka= Eo
katoda– Eo
anoda
Jednak potencjał reakcji na anodzie jest czasami wyrażany jako potencjał utleniania :
-
mio
wół = – Eo
czerwony.
Potencjał utleniania jest miarą tendencji środka redukującego do utleniania, ale nie reprezentuje potencjału fizycznego na elektrodzie. W tym zapisie równanie napięcia ogniwa jest zapisywane ze znakiem plus
-
mio
komórka= Eo
czerwony (katoda)+ Ewół
(anoda)
Przykłady reakcji redoks
W reakcji wodoru z fluorem następuje utlenianie wodoru i redukcja fluoru:
-
H
2+ F
2→ 2 HF
Ta reakcja jest spontaniczna i uwalnia 542 kJ na 2 g wodoru, ponieważ wiązanie HF jest znacznie silniejsze niż wiązanie FF. Ta reakcja może być analizowana jako dwie reakcje połówkowe . Reakcja utleniania przekształca wodór w protony:
Reakcja redukcji przekształca fluor w anion fluorkowy:
-
F
2+ 2 e − → 2 F −
Reakcje połówkowe są połączone tak, że elektrony anulują:
H
2→ 2 H + + 2 e − F
2+ 2 e −→ 2 F −
H2 + F2 _ → 2 H + + 2 F −
Protony i fluor łączą się, tworząc fluorowodór w reakcji bez redoks:
- 2 H + + 2 F − → 2 HF
Ogólna reakcja to:
-
H
2+ F
2→ 2 HF
Przemieszczenie metalu
W tego typu reakcji atom metalu w związku (lub w roztworze) jest zastępowany atomem innego metalu. Na przykład miedź osadza się, gdy metaliczny cynk umieszcza się w roztworze siarczanu miedzi(II) :
Zn(s) + CuSO 4 (roztwór) → ZnSO 4 (roztwór) + Cu (s)
W powyższej reakcji metaliczny cynk wypiera jon miedzi(II) z roztworu siarczanu miedzi i w ten sposób uwalnia wolną metaliczną miedź. Reakcja jest spontaniczna i uwalnia 213 kJ na 65 g cynku.
Równanie jonowe dla tej reakcji to:
- Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu
W dwóch reakcjach połówkowych widać, że cynk ulega utlenieniu:
- Zn → Zn 2+ + 2 e −
A miedź jest zmniejszona:
- Cu 2+ + 2 e − → Cu
Inne przykłady
- Redukcja azotanów do azotu w obecności kwasu ( denitryfikacja ):
- Spalanie węglowodorów , tak jak w silniku spalinowym , wytwarza wodę , dwutlenek węgla , niektóre formy częściowo utlenione , takie jak tlenek węgla , oraz energię cieplną . Całkowite utlenienie materiałów zawierających węgiel wytwarza dwutlenek węgla.
- Stopniowe utlenianie węglowodoru tlenem w chemii organicznej wytwarza wodę i kolejno: alkohol , aldehyd lub keton , kwas karboksylowy , a następnie nadtlenek .
Korozja i rdzewienie
- Termin korozja odnosi się do elektrochemicznego utleniania metali w reakcji z utleniaczem, takim jak tlen. Rdzewienie , tworzenie tlenków żelaza , jest dobrze znanym przykładem korozji elektrochemicznej; powstaje w wyniku utleniania metalicznego żelaza . Rdza pospolita często odnosi się do tlenku żelaza(III) , powstającego w następującej reakcji chemicznej:
- Utlenianie żelaza(II) do żelaza(III) przez nadtlenek wodoru w obecności kwasu:
Dysproporcja
Reakcja dysproporcjonowania to taka, w której pojedyncza substancja jest zarówno utleniana, jak i redukowana. Na przykład jon tiosiarczanowy z siarką na stopniu utlenienia +2 może reagować w obecności kwasu, tworząc siarkę elementarną (stan utlenienia 0) i dwutlenek siarki (stan utlenienia +4).
- S 2 O 3 2- + 2 H + → S + SO 2 + H 2 O
W ten sposób jeden atom siarki jest redukowany z +2 do 0, podczas gdy drugi jest utleniany z +2 do +4.
Reakcje redoks w przemyśle
Ochrona katodowa to technika stosowana do kontrolowania korozji powierzchni metalu poprzez uczynienie z niej katody ogniwa elektrochemicznego. Prosta metoda ochrony łączy zabezpieczony metal z łatwiejszą do korozji „ anodą protektorową ”, która pełni rolę anody. Metal protektorowy, a nie chroniony, koroduje. Powszechnym zastosowaniem ochrony katodowej jest stal ocynkowana , w której protektorowa powłoka cynku na częściach stalowych chroni je przed rdzą.
Utlenianie jest stosowane w wielu gałęziach przemysłu, takich jak produkcja środków czyszczących i utlenianie amoniaku do produkcji kwasu azotowego .
Reakcje redoks są podstawą ogniw elektrochemicznych , które mogą generować energię elektryczną lub wspomagać elektrosyntezę . Rudy metali często zawierają metale w stanie utlenienia, takie jak tlenki lub siarczki, z których czyste metale są ekstrahowane przez wytapianie w wysokiej temperaturze w obecności środka redukującego. Proces galwanizacji wykorzystuje reakcje redoks do pokrywania przedmiotów cienką warstwą materiału, jak w przypadku chromowanych części samochodowych , srebrzenia sztućców , galwanizacji i pozłacanej biżuterii .
Reakcje redoks w biologii
Wiele ważnych procesów biologicznych obejmuje reakcje redoks. Zanim niektóre z tych procesów mogą się rozpocząć, żelazo musi zostać przyswojone ze środowiska.
Na przykład oddychanie komórkowe to utlenianie glukozy ( C6H12O6 ) do CO2 i redukcja tlenu do wody . Podsumowanie równania oddychania komórkowego to:
- C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 → 6 CO 2 + 6 H 2 O
Proces oddychania komórkowego zależy również w dużej mierze od redukcji NAD + do NADH i reakcji odwrotnej (utlenianie NADH do NAD + ). Fotosynteza i oddychanie komórkowe uzupełniają się, ale fotosynteza nie jest odwrotnością reakcji redoks w oddychaniu komórkowym:
- 6 CO 2 + 6 H 2 O + energia świetlna → C 6 H 12 O 6 + 6 O 2
Energia biologiczna jest często magazynowana i uwalniana za pomocą reakcji redoks. Fotosynteza polega na redukcji dwutlenku węgla do cukrów i utlenianiu wody do tlenu cząsteczkowego. Reakcja odwrotna, oddychanie, utlenia cukry, tworząc dwutlenek węgla i wodę. Jako etapy pośrednie, związki o zredukowanym węglu służą do redukcji dinukleotydu nikotynamidoadeninowego (NAD + ) do NADH, co następnie przyczynia się do powstania gradientu protonowego , który napędza syntezę trifosforanu adenozyny (ATP) i jest utrzymywany poprzez redukcję tlen. W komórkach zwierzęcych mitochondria pełnią podobne funkcje. Zobacz artykuł Potencjał błonowy .
Reakcje wolnorodnikowe to reakcje redoks, które zachodzą w ramach homeostazy i zabijania mikroorganizmów, w których elektron odrywa się od cząsteczki, a następnie niemal natychmiast przyłącza się ponownie. Wolne rodniki są częścią cząsteczek redoks i mogą stać się szkodliwe dla ludzkiego organizmu, jeśli nie przyłączą się ponownie do cząsteczki redoks lub przeciwutleniacza . Niezadowolone wolne rodniki mogą pobudzać mutację komórek, z którymi się stykają, a tym samym są przyczyną raka.
Termin stan redoks jest często używany do opisania równowagi GSH/GSSG , NAD + /NADH i NADP + /NADPH w układzie biologicznym, takim jak komórka lub narząd. Stan redoks znajduje odzwierciedlenie w równowadze kilku zestawów metabolitów (np. mleczanu i pirogronianu , beta-hydroksymaślanu i acetooctanu ), których wzajemne przekształcenie zależy od tych stosunków. Nieprawidłowy stan redoks może rozwinąć się w różnych szkodliwych sytuacjach, takich jak niedotlenienie , wstrząs i posocznica . Mechanizm Redox kontroluje również niektóre procesy komórkowe. Zgodnie z hipotezą CoRR dotyczącą funkcji DNA w mitochondriach i chloroplastach , białka redoks i ich geny muszą znajdować się w jednej lokalizacji dla regulacji redoks .
Redox jazda na rowerze
Szerokie odmiany związków aromatycznych są redukowane enzymatycznie do wolnych rodników , które zawierają o jeden elektron więcej niż ich związki macierzyste. Ogólnie rzecz biorąc, dawcą elektronów jest dowolny z szerokiej gamy flawoenzymów i ich koenzymów . Po utworzeniu te anionowe wolne rodniki redukują tlen cząsteczkowy do ponadtlenku i regenerują niezmieniony związek macierzysty. Reakcją netto jest utlenianie koenzymów flawoenzymu i redukcja tlenu cząsteczkowego do ponadtlenku. To katalityczne zachowanie zostało opisane jako jałowy cykl lub cykl redoks.
Reakcje redoks w geologii
Minerały są na ogół utlenionymi pochodnymi metali. Żelazo wydobywa się jako jego magnetyt (Fe 3 O 4 ). Tytan wydobywany jest jako jego dwutlenek, najczęściej w postaci rutylu (TiO 2 ). Aby otrzymać odpowiednie metale, tlenki te należy zredukować, co często osiąga się przez ogrzewanie tych tlenków z węglem lub tlenkiem węgla jako czynnikami redukującymi. Wielkie piece to reaktory, w których tlenki żelaza i koks (forma węgla) są łączone w celu wytworzenia roztopionego żelaza. Główną reakcją chemiczną wytwarzającą roztopione żelazo jest:
- Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Reakcje redoks w glebach
Reakcje przeniesienia elektronu są kluczowe dla niezliczonych procesów i właściwości w glebach, a „aktywność” elektronów, określana ilościowo jako Eh (potencjał elektrody platynowej (napięcie) w stosunku do standardowej elektrody wodorowej) lub pe (analogicznie do pH jako -log aktywności elektronowej), jest zmienna główna, wraz z pH, która kontroluje i jest zarządzana przez reakcje chemiczne i procesy biologiczne. Wczesne badania teoretyczne mające zastosowanie do zalanych gleb i produkcji ryżu niełuskanego były przełomowe dla dalszych prac nad termodynamicznymi aspektami redoks i wzrostu korzeni roślin w glebie. Późniejsze prace opierały się na tym fundamencie i rozszerzyły je w celu zrozumienia reakcji redoks związanych ze zmianami stanu utlenienia metali ciężkich, pedogenezą i morfologią, degradacją i tworzeniem związków organicznych, chemią wolnych rodników, wytyczaniem terenów podmokłych, remediacją gleby i różnymi podejściami metodologicznymi do charakteryzowania redoks stan gleb.
Mnemonika
Kluczowe terminy związane z redoksem mogą być mylące. Na przykład odczynnik, który jest utleniony, traci elektrony; jednak ten odczynnik jest określany jako środek redukujący. Podobnie odczynnik, który jest zredukowany, zyskuje elektrony i jest określany jako środek utleniający. Te mnemoniki są powszechnie używane przez uczniów, aby pomóc zapamiętać terminologię:
- „ OIL RIG ” — utlenianie to utrata elektronów , redukcja to zysk elektronów _
- „ Lew lew mówi GER [grr]” — utrata elektronów to utlenianie , a zysk elektronów to redukcja
- „LEORA mówi GEROA” — utrata elektronów nazywana jest utlenianiem (środkiem redukującym); zysk elektronów nazywa się redukcją (środkiem utleniającym).
- „RED CAT” i „AN OX” lub „AnOx RedCat” („kot wół-czerwony”) — redukcja zachodzi na katodzie, a anoda służy do utleniania
- „CZERWONY KOT zyskuje to, co traci AN OX” – redukcja na zyskach katodowych (elektrony) tego, co traci utlenianie anodowe (elektrony)
- „PANIC” – anoda dodatnia, a ujemna katoda. Dotyczy to ogniw elektrolitycznych, które uwalniają zmagazynowaną energię elektryczną i mogą być ładowane energią elektryczną. PANIC nie dotyczy ogniw, które można ładować materiałami redoks. Te ogniwa galwaniczne lub galwaniczne , takie jak ogniwa paliwowe , wytwarzają energię elektryczną z wewnętrznych reakcji redoks. Tutaj elektroda dodatnia to katoda, a ujemna to anoda.
Zobacz też
- Oddychanie beztlenowe
- Proces Bessemera
- Bioremediacja
- Cykl Calvina
- Równanie chemiczne
- Spalanie w pętli chemicznej
- Cykl kwasu cytrynowego
- Seria elektrochemiczna
- Elektrochemia
- Elektroliza
- Równoważnik elektronowy
- Łańcuch transportu elektronów
- Elektrosynteza
- Ogniwo galwaniczne
- Uwodornienie
- Potencjał błonowy
- Mikrobiologiczne ogniwo paliwowe
- Koncepcja Murburn
- Abstrakcja nukleofilowa
- Organiczna reakcja redoks
- Dodatek utleniający i eliminacja redukcyjna
- Fosforylacja oksydacyjna
- Częściowe utlenianie
- Prooksydant
- Gradient redoks
- Potencjał redoks
- Środek redukujący
- Zmniejszenie atmosfery
- Potencjał redukcji
- Reakcja termiczna
- Transmetalacja
- Cykl siarki
Bibliografia
Dalsza lektura
- Schüring, J.; Schulza, HD; Fischera, WR; Böttcher, J.; Duijnisveld, WH, wyd. (1999). Redox: podstawy, procesy i aplikacje . Heidelberg: Springer-Verlag. p. 246. hdl : 10013/epic.31694.d001 . Numer ISBN 978-3-540-66528-1.
- Tratnyek, Paweł G.; Grundl, Timothy J.; Haderlein, Stefan B., wyd. (2011). Wodna chemia redoks . Seria sympozjów ACS. Tom. 1071. doi : 10.1021/bk-2011-1071 . Numer ISBN 978-0-8412-2652-4.
Zewnętrzne linki
- Balancer równań chemicznych — narzędzie do równoważenia równań chemicznych typu open source, które obsługuje reakcje redoks.
- Kalkulator reakcji redoks
- Reakcje redoks w Chemguide
- Bilanser równań reakcji redoks online, równoważy równania dowolnych reakcji półogniwowych i pełnych