Прејди на содржината

Оксидационо-редукциона реакција

Од Википедија — слободната енциклопедија
(Пренасочено од Оксидација)
Илустрација на редокс реакција.
Демонстрација на реакцијата меѓу силно оксидационо и редукционо средство. Кога на спрашен калиум перманганат (силен оксиданс) ќе се додадат неколку капки глицерол (редукционо средство), за неколку секунди (во зависност од степенот на спрашеност на калиум перманганатот) започнува бурна реакција проследена со палење на смесата. Реакцијата се одвива како резултат на силните оксидациони својства на калиум перманганатот и редукционите својства на глицеролот.

Оксидационо-редукциони реакции (или редокс-реакции, од редукција + оксидација) — сите хемиски реакции при кои оксидациониот број на атомите се менува. Кај ваквите реакции, секогаш едниот реактант се оксидира, додека другиот се редуцира. Овие реакции може да се мошне едноставни, како едноставниот редокс процес на оксидација на јаглеродниот атом, при што се добива јаглерод диоксид или редукцијата на јаглеродот со водород што дава метан (CH4), или мошне сложени, како на пример оксидацијата на шеќерот во човечкото тело преку низа на многу сложени електрон-пренесувачки реакции.

Овие реакции (оксидационо-редукциони) секогаш одат заедно и наједноставно се објаснуваат на следниот начин:

Оксидација означува губиток на електрони или зголемување на оксидационата состојба од страна на молекула, атом или јон.
Редукција означува примање на електрони или намалување на оксидационата состојба од страна на молекула, атом или јон.
Оксидационо-редукциона реакција: Реактантот A дава електрон на реактантот В.

Иако се доволни за многу процеси, овие описи не се секогаш прецизни. Оксидацијата и редукцијата се однесуваат на промена на оксидациониот број, при што пренесувањето на електрони може и да не се случи. Според ова, оксидацијата подобро се дефинира како зголемување на оксидациониот број, а редукцијата како негово намалување. Во пракса, пренесувањето на електрони секогаш ќе предизвикува промена во оксидациониот број, но постојат многу реакции кои се класифицирани како "редокс" без разлика на тоа што во нив нема пренесување на електрони (како оние каде се вклучени ковалентни врски).

Реакциите кои не се оксидационо-редукциони, при кои нема промени во формалниот полнеж, се познати како метатезни реакции.

Според тоа, оксидацијата претставува процес во кој некој елемент се сврзува со кислород, а тој процес, всушност, е резултат на два одделни процеса (полуреакции): во едната полуреакција се оддава електрон, додека втората полуреакција вклучува примање на електрон. Меѓутоа, секоја размена на електрони не претставува оксидација. На пример, атомите од железо оддаваат електрони кога железото се сврзува со хлор или со сулфур. Размената на електроните се лсучува и при некои други реакции, а не само при оксидацијата. Оттука, како процеси на оксидација се сметаат сите процеси во кои доаѓа до оддавање електрони, додека, пак, сврзувањето со кислород е само едне од можните процеси на оксидација, но не и единствениот таков процес. Од друга страна, сите процеси во кои доаѓа до примање на електрони се нарекуваат процеси на редукција. Во продолжение, оддавањето електрони секогаш е поврзано со нивно примање, односно нема да дојде до процес на редукција (примање електрони) ако не е присутна супстанца која оддава електрони. Тоа значи дека процесите на редукција и оксидација се неразделно поврзани и затоа секогаш се зборува за оксидационо-редукциони процеси или редокс-процеси.[1]

Историски преглед[уреди | уреди извор]

СОвремената теорија на оксидацијата се заснова врз погледите на францускиот хемичар Антоан Лоран Лавоазје (1743-1794). Претходно, долго време владеела т.н. флогистонска теорија чии основи ги поставил Јохан Јоахим Бехер (1635-1682), а ја распространил Георг Ернст Штал (1659-1734). Според оваа теорија, постои супстанца, наречена флогистон, која ја има во оние супстанци што можат да горат (дрвото, јагленот итн.). При горењето на ваквите супстанци, флогистонот се испушта во воздухот, а како производ на тој процес се јавува сусптанца (пепел) која не содржи флогистон. Притоа, за означување на флогистонот се користел посебен симбол. Ако при горењето не останува пепел (на пример, при горењето на „горливиот воздух“ како што тогаш се нарекувал водородот), супстанцата се сметала за чист флогистон кој едноставно одел во воздухот. Флогистичката теорија давала објаснение и за добивањето на металиет со жарење на рудите. Според неа, огнот ѝпредавал флогистон на земјата (рудата) и при сврзувањето на флогистонот со земјата настанувал метал, кој е богат со флогистон. Кога, пак, металот р’ѓосува, флогистонот си оди, а остатокот (калксот, односно земјата) е повторно сиромашен со флогистон. Според тоа, калксот е основна супстана, а металот е негова смеса со флогистонот. За приврзаниците на оваа теорија, воопшто не претставувало проблем тоа што калксот има поголема маса од металот од којшто настанува, зашто според нив, флогистонот има негативна маса.[2]

Оксидирачки и редуцирачки средства (агенси)[уреди | уреди извор]

Согорувањето вклучува редокс реакции во кои се вклучени слободни радикали.

Во секоја редокс реакција разликуваме оксидационо средство и редукционо средство. Оксидационо средство е супстанца која предизвикува оксидација на некој од другите реактанти при што самата се редуцира, додека редукционо средство е супстанца која може да предизвика редуцирање на некоја друга супстанца при што самата мора да оксидира.[3]

Хемискиот начин на гледање на редокс реакциите е дека редуктантот пренесува електрони од оксидансот. Според ова, во реакцијата, редуктантот или редуцирачкото средство губи (оддава) електрони и се оксидира, додека оксидансот или оксидирачкото средство прима (добива) електрони и се редуцира. Парот кој се состои од оксидирачко и редуцирачко средство кои се вклучени во одредена реакција се нарекува редокс пар.

Оксиданси[уреди | уреди извор]

Супстанците кои имаат способност да ги оксидираат другите супстанци се нарекуваат оксидативни и се познати како оксидирачки средства или оксиданси. Со други зборови, оксидансот отстранува електрони од друга супстанца, по што истиот се редуцира. Поради тоа што тој „прима“ електрони, се нарекува и електронски примател (акцептор).

Оксидансите се најчесто хемиски супстанци чии елементи имаат високи оксидациони броеви (на пример H2O2, MnO4, CrO3, Cr2O72−, OsO4) или високо електронегативни супстанци кои можат да примат еден или два дополнителни електрони со оксидација на некоја супстанца (O, F, Cl, Br).

Кога станува збор за простите (елементарни) супстанци образувани од елементите од една определена група во периодниот систем, оксидационите својства, по правило, слабеат со порастот на атомскиот број на елементот. Во рамките на една периода, пак, оксидационите својства на простите елементи се засилуваат со зголемувањето на атомскиот број на елементот од дадената периода. Така, кај халогените елементи, најсилно оксидационо својство има флуорот, а најслабо — јодот. Од елементите на втората периода, најсилно оксидационо својство има флуорот, а најслабо — литиумот. Во хемиските лаборатории најчесто се користат следниве оксидациони средства: калиум перманганат, калиум хлорат, калиум дихромат, хлор итн.[4]

Редуктанти[уреди | уреди извор]

Супстанците кои имаат способност да редуцираат други супстанци се нарекуваат редукциони и се познати како редуцирачки средства или редуктанти. Со други зборови, редуктантот пренесува електрони до друга супстанца, по што се оксидира. Бидејќи "донира" електрони се нарекува и електронски давател (дарител). Редуктантите во хемијата се многу разновидни. При металната редукција се користат електропозитивни метали (Li, Na, Mg, Fe, Zn, Al). Овие метали донираат или оддаваат електрони мошне брзо. Друг вид на редуктанти се хидрид-пренесувачките реагенси (NaBH4, LiAlH4), кои обично се користат во органската хемија, особено во редукцијата на карбонилните соединенија до алкохоли. Друг корисен метод на редукција е оној при кој се користи водороден гас (H2) со паладиумски, живини или никелски катализатори. Овие каталитички редукции првично се употребуваат во редукцијата на јаглерод-јаглерод двојните или тројни врски.

Колку една супстанца полесно оддава електрони, толку таа е подобро редукционо средство. Оттука, повеќето метали се редукциони средства, а од нив, најдобри се алкалните метали кај кои редукционата способност расте одејќи од литиумот кон цезиумот.[5]

Електрохемиски редокс процеси[уреди | уреди извор]

При реакциите на металите и киселините се разменуваат електрони. Исто така, електрони се разменуваат и во други реакции, како што е реакцијата меѓу метален цинк и бакарни јони при што размената на електроните е резултат на полуреакцијата во која доаѓа до оксидација на цинкот и на полуреакцијата во која се редуцираат јоните на бакар(II). Ако метален цинк се потопи во раствот од бакарни јони, електроните се пренесуваат директно од цинкот кон јоните од бакар, а во растворот преминуваат цинкови јони. Меѓутоа, исто толку јони преминуваат од растворот во металот при што од него ќе примат електрони и ќе се разелектризираат (ќе го изгубат полнежот). Со други зборови, во овој случај се воспоставува динамичка рамнотежа. Меѓутоа, ако растворите се поврзат со т.н. електролитен мост (свиткана цевка во која има раствор од електролит), а металните плочки се поврзат со надворешен спроводник, тогаш ќе се добие извор на електрична струја кој се нарекува галвански елемент (според презимето на италијанскиот лекар и физичар Лујџи Галвани). Галванските елементи се еден од двата важни типа електрохемиски елементи. Другиот тип се ќелиите за електролиза во кои, исто така, се случуваат процеси на оддавање и примање електрони, но под дејство на еднонасочна струја доведена однадвор. Оттука, во сите електрохемиски елементи постои еден дел во кој се случува процес на оксидација и друг елемент во кој се случува процес на редукција. Овие два дела на електрохемискиот елемент се викаат полуелементи. Процесите на примање електрони и на предавање електрони се викаат полуреакции, а полуелементот во кој се случува оксидацијата се вика анода, додека елементот во кој се одвива полуреакцијата на редукција се вика катода.[6]

Равенки на оксидационо-редукционите реакции[уреди | уреди извор]

Во основа, нема суштински разлики меѓу равенките на редокс-процесите и равенките на другите типови хемиски реакции. И овде, на левата страна се наведуваат супстанциите што се реактанти, а на десната страна се наведуваат продуктите на реакцијата, а потоа равенката се израмнува. Меѓутоа, размената на електрони (а таа е својствена за редокс-процесите) не се претставува во равенките што се запишуваат на вообичаениот начин и поради тоа не е веднаш јасно дали една равенка се однесува на редокс-реакција или не. За да се истакне размената на електроните, може со равенки одделно да ги претставиме процесот на оддавање електрони (процесот на оксидација) и процесот на примање електрони (процесот на редукција). Тоа значи дека најпрвин може да се напишат равенките на соодветните полуреакции. На пример, за процесот во кој цинкот реагира на бакарни јони, може да напишеме:[7]

Zn → Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- → Cu

Полуреакциите во кое се оддаваат и примаат електрони не можат да се случуваат издвоено, односно вистинската реакција е резултат на истовременото течење на двете полуреакции. Оттука, можеме да ги собереме равенките на полуреакциите:

Zn + Cu2+ + 2e- → Zn2+ + 2e- + Cu

Бидејќи на двете страни се јавува членот 2e-, тој може да се поништи со што се добива крајниот вид на равенката на редокс-процесот:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Меѓутоа, поинаков е случајот кога цинкот реагира на јони на среброто:[8]

Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag

Во овој случај, цинкот оддава два електрона, додека јоните од среброто примаат еден електрон:

Zn → Zn2+ + 2e-
Ag+ + e- → Ag

Оттука, ако во овој случај се соберат равенките на двете полуреакции, на левата страна ќе има помалку електрони отколку на десната, па добиениот израз нема да биде равенка:

Zn + Ag+ + e- → Zn2+ + 2e- + Ag

За да се напише конечната равенка во која нема да се појавуваат електрони, равенката за втората полуреакција треба да се помножи со два (за секој член посебно) и дури тогаш да се собере со равенката за првата полуреакција:

Zn + 2Ag+ + 2e- → Zn2+ + 2e- + 2Ag

Во овој случај, ако се поништат членовите кои содржат електрони на двете страни од равенката, се добива конечната равенка на редокс-процесот:

Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag

Хемиските равенки на редокс-процесите може да се израмнуваат на ист начин како другите равенки. Меѓутоа, постои и поедноставен начин за израмнување на овие равенки кој се заснова врз искористување на вредностите на оксидационите броеви и на фактот дека бројот на оддадени и на примени електрони мора да биде еднаков. Притоа, не е неопходно да има целосно оддавање или целонсо примање електрони. За да се израмни равенката на редокс-процесот на поедноставен начин, се постапува така што:[9]

  • се наоѓаат елементите чии атоми ја менуваат вредноста на оксидациониот број
  • се составува шема во која се наведуваат симболите на тие лементи, разделени со стрелка; ако во некоја од формулите има индекс, се запишува и тој; над симболите на елементите се запишува нивниот оксидационен број; најпосле се запишува бројот на електроните што треба да бидат оддадени или примени за да дојде до соосведна измена на оксидациониот број
  • со множење на погодни множители се изедначува бројот на оддадени и на примени електрони при што мора да биде еднаков и бројот на атомите
  • коефициентите што се појавуваат пред симболите на елементите во шемата се пренесуваат во неизрамнетата равенка
  • не менувајќи ги повеќе овие коефициенти, на вообичаениот начин се завршува израмнувањето на равенката.

Поврзано[уреди | уреди извор]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 85-88.
  2. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. XXXVI-XXXVIII.
  3. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 89.
  4. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 89-90.
  5. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 91.
  6. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 106-109.
  7. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 100-101.
  8. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 101-102.
  9. Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 103-104.