La transformation d'une substance en une autre avec formation de nouveaux composés s'appelle une réaction chimique. Comprendre ce processus est d'une grande importance pour la vie des gens, car avec son aide, vous pouvez obtenir une énorme quantité de substances nécessaires et utiles qui se trouvent dans la nature en petites quantités ou qui n'existent pas du tout sous leur forme naturelle. Parmi les variétés les plus importantes figurent les réactions redox (en abrégé OVR ou redox). Ils se caractérisent par une modification des états d'oxydation des atomes ou des ions.
Processus se produisant pendant la réaction
Au cours de la réaction, deux processus ont lieu: l'oxydation et la réduction. Le premier d'entre eux se caractérise par le don d'électrons par des agents réducteurs (donneurs) avec une augmentation de leur état d'oxydation, le second par l'ajout d'électrons par des agents oxydants (accepteurs) avec une diminution de leur état d'oxydation. Les agents réducteurs les plus courants sont les métaux et les composés non métalliques à l'état d'oxydation le plus bas (sulfure d'hydrogène, ammoniac). typiqueles agents oxydants sont les halogènes, l'azote, l'oxygène, ainsi que les substances contenant un élément à l'état d'oxydation le plus élevé (acide nitrique ou sulfurique). Les atomes, les ions et les molécules peuvent donner ou gagner des électrons.
Avant 1777, on supposait que l'oxydation entraînait la perte d'une substance combustible invisible appelée phlogiston. Cependant, la théorie de la combustion créée par A. Lavoisier a convaincu les scientifiques que l'oxydation se produit lors de l'interaction avec l'oxygène et que la réduction se produit sous l'action de l'hydrogène. Ce n'est qu'après un certain temps qu'il est devenu clair que non seulement l'hydrogène et l'oxygène peuvent affecter les réactions redox.
Oxydation
Le processus d'oxydation peut se produire dans les phases liquide et gazeuse, ainsi qu'à la surface des solides. Un rôle particulier est joué par l'oxydation électrochimique qui se produit dans les solutions ou fond à l'anode (une électrode connectée au pôle positif de la source d'alimentation). Par exemple, lorsque des fluorures sont fondus par électrolyse (décomposition d'une substance en ses éléments constitutifs sur des électrodes), l'agent oxydant inorganique le plus puissant, le fluor, est obtenu.
Un autre exemple classique d'oxydation est la combustion dans l'air et l'oxygène pur. Diverses substances sont capables de ce processus: métaux et non-métaux, composés organiques et inorganiques. D'une importance pratique est la combustion du carburant, qui est principalement un mélange complexe d'hydrocarbures avec de petites quantités d'oxygène, de soufre, d'azote et d'autres éléments.
Oxydant classique –oxygène
Une substance simple ou un composé chimique dans lequel des atomes fixent des électrons est appelé agent oxydant. Un exemple classique d'une telle substance est l'oxygène, qui se transforme en oxydes après la réaction. Mais aussi un agent oxydant dans les réactions redox est l'ozone, qui est réduit en substances organiques (par exemple, les cétones et les aldéhydes), les peroxydes, les hypochlorites, les chlorates, les acides nitrique et sulfurique, l'oxyde de manganèse et le permanganate. Il est facile de voir que toutes ces substances contiennent de l'oxygène.
Autres oxydants courants
Cependant, la réaction redox n'est pas seulement un processus impliquant de l'oxygène. Au lieu de cela, les halogènes, le chrome et même les cations métalliques et un ion hydrogène (s'il se transforme en une substance simple à la suite de la réaction) peuvent agir comme un agent oxydant.
Le nombre d'électrons acceptés dépend en grande partie de la concentration de l'agent oxydant, ainsi que de l'activité du métal qui interagit avec lui. Par exemple, dans la réaction de l'acide nitrique concentré avec un métal (zinc), 3 électrons peuvent être acceptés, et dans l'interaction des mêmes substances, à condition que l'acide soit sous une forme très diluée, déjà 8 électrons.
Les oxydants les plus puissants
Tous les agents oxydants diffèrent par la force de leurs propriétés. Ainsi, l'ion hydrogène a une faible capacité oxydante, tandis que le chlore atomique, formé dans l'eau régale (un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique dans un rapport de 1:3), peut oxyder même l'or et le platine.
L'acide sélénique concentré a des propriétés similaires. Cela le rend unique parmi les autres acides organiques. Lorsqu'il est dilué, il n'est pas capable d'interagir avec l'or, mais il est toujours plus fort que l'acide sulfurique et peut même oxyder d'autres acides, comme l'acide chlorhydrique.
Un autre exemple d'agent oxydant puissant est le permanganate de potassium. Il interagit avec succès avec les composés organiques et est capable de rompre des liaisons carbone solides. L'oxyde de cuivre, l'ozonure de césium, le superoxyde de césium, ainsi que le difluorure de xénon, le tétrafluorure et l'hexafluorure de xénon ont également une activité élevée. Leur pouvoir oxydant est dû au potentiel élevé de l'électrode lors de la réaction dans une solution aqueuse diluée.
Cependant, il existe des substances dans lesquelles ce potentiel est encore plus élevé. Parmi les molécules inorganiques, le fluor est l'agent oxydant le plus puissant, mais il n'est pas capable d'agir sur le gaz inerte xénon sans chaleur et pression supplémentaires. Mais cela est résolu avec succès par l'hexafluorure de platine, le difluorodioxyde, le difluorure de krypton, le difluorure d'argent, les sels d'argent divalents et certaines autres substances. Pour leur capacité unique aux réactions redox, ils sont classés comme des oxydants très puissants.
Récupération
À l'origine, le terme "récupération" était synonyme de désoxydation, c'est-à-dire de privation d'une substance d'oxygène. Cependant, au fil du temps, le mot a acquis un nouveau sens, il désignait l'extraction de métaux à partir de composés en contenant, ainsi que toutes les transformations chimiques dans lesquellesla partie électronégative d'une substance est remplacée par un élément chargé positivement, tel que l'hydrogène.
La complexité du processus dépend en grande partie de l'affinité chimique des éléments du composé. Plus il est faible, plus la réaction est facile à réaliser. Typiquement, l'affinité est plus faible dans les composés endothermiques (la chaleur est absorbée lors de leur formation). Leur récupération est assez simple. Les explosifs en sont un exemple frappant.
Pour qu'une réaction implique des composés exothermiques (formés avec dégagement de chaleur), une forte source d'énergie, telle qu'un courant électrique, doit être appliquée.
Réducteurs standards
L'agent réducteur le plus ancien et le plus courant est le charbon. Il se mélange aux oxydes de minerai, lorsqu'il est chauffé, de l'oxygène est libéré du mélange, qui se combine avec le carbone. Le résultat est une poudre, des granulés ou un alliage métallique.
L'hydrogène est un autre agent réducteur courant. Il peut également être utilisé pour extraire des métaux. Pour ce faire, les oxydes sont colmatés dans un tube traversé par un flux d'hydrogène. Fondamentalement, cette méthode est appliquée au cuivre, au plomb, à l'étain, au nickel ou au cob alt. Vous pouvez l'appliquer au fer, mais la réduction sera incomplète et de l'eau se formera. Le même problème est observé lorsqu'on essaie de traiter les oxydes de zinc avec de l'hydrogène, et il est encore aggravé par la volatilité du métal. Le potassium et certains autres éléments ne sont pas du tout réduits par l'hydrogène.
Caractéristiques des réactions en chimie organique
En coursla particule de réduction accepte les électrons et abaisse ainsi le nombre d'oxydation de l'un de ses atomes. Cependant, il est pratique de déterminer l'essence de la réaction en modifiant l'état d'oxydation avec la participation de composés inorganiques, alors qu'en chimie organique, il est difficile de calculer le nombre d'oxydation, il a souvent une valeur fractionnaire.
Pour naviguer dans les réactions redox impliquant des substances organiques, vous devez vous rappeler la règle suivante: la réduction se produit lorsqu'un composé abandonne des atomes d'oxygène et acquiert des atomes d'hydrogène, et inversement, l'oxydation est caractérisée par l'ajout d'oxygène.
Le processus de réduction est d'une grande importance pratique pour la chimie organique. C'est lui qui sous-tend l'hydrogénation catalytique utilisée à des fins de laboratoire ou industrielles, en particulier la purification de substances et de systèmes à partir d'impuretés d'hydrocarbures et d'oxygène.
La réaction peut se dérouler à la fois à basses températures et pressions (jusqu'à 100 degrés Celsius et 1 à 4 atmosphères, respectivement) et à hautes températures (jusqu'à 400 degrés et plusieurs centaines d'atmosphères). La production de substances organiques nécessite des instruments complexes pour fournir les bonnes conditions.
Les métaux actifs du groupe du platine ou le nickel, le cuivre, le molybdène et le cob alt non précieux sont utilisés comme catalyseurs. Cette dernière option est plus économique. La restauration se produit en raison de la sorption simultanée du substrat et de l'hydrogène avec la facilitation de la réaction entre eux.
Les réactions de réduction se poursuiventet à l'intérieur du corps humain. Dans certains cas, ils peuvent être utiles et même vitaux, dans d'autres, ils peuvent entraîner de graves conséquences négatives. Par exemple, les composés contenant de l'azote dans le corps sont convertis en amines primaires, qui, entre autres fonctions utiles, constituent des substances protéiques qui sont le matériau de construction des tissus. Dans le même temps, les aliments teints à l'aniline produisent des composés toxiques.
Types de réactions
Quel type de réactions redox, cela devient clair si vous regardez la présence de changements dans les états d'oxydation. Mais au sein de ce type de transformation chimique, il existe des variations.
Ainsi, si des molécules de différentes substances participent à l'interaction, dont l'une comprend un atome oxydant et l'autre un agent réducteur, la réaction est considérée comme intermoléculaire. Dans ce cas, l'équation de la réaction redox peut être la suivante:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
L'équation montre que les états d'oxydation du fer et de l'hydrogène changent, alors qu'ils font partie de substances différentes.
Mais il existe aussi des réactions redox intramoléculaires, dans lesquelles un atome d'un composé chimique est oxydé et un autre est réduit, et de nouvelles substances sont obtenues:
2H2O=2H2 + O2.
Un processus plus complexe se produit lorsque le même élément agit comme donneur et accepteur d'électrons et forme plusieurs nouveaux composés, qui sont inclus dans différents états d'oxydation. Un tel processus est appelédismutation ou disproportion. Un exemple de ceci est la transformation suivante:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
D'après l'équation ci-dessus de la réaction redox, on peut voir que le sel de Bertolet, dans lequel le chlore est à l'état d'oxydation de +5, se décompose en deux composants - le chlorure de potassium avec l'état d'oxydation du chlore -1 et perchlorate avec un indice d'oxydation de +7. Il s'avère que le même élément a simultanément augmenté et abaissé son état d'oxydation.
L'inverse du processus de dismutation est la réaction de coproportionation ou reproportionation. Dans ce document, deux composés, qui contiennent le même élément dans différents états d'oxydation, réagissent l'un avec l'autre pour former une nouvelle substance avec un seul nombre d'oxydation:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Comme vous pouvez le voir dans les exemples ci-dessus, dans certaines équations, la substance est précédée de chiffres. Ils montrent le nombre de molécules impliquées dans le processus et sont appelés coefficients stoechiométriques des réactions redox. Pour que l'équation soit correcte, vous devez savoir comment les organiser.
Méthode E-balance
L'équilibre des réactions redox est toujours préservé. Cela signifie que l'agent oxydant accepte exactement autant d'électrons que ceux qui ont été cédés par l'agent réducteur. Pour composer correctement une équation pour une réaction redox, vous devez suivre cet algorithme:
- Déterminer les états d'oxydation des éléments avant et après la réaction. Par exemple, dansla réaction entre l'acide nitrique et le phosphore en présence d'eau produit de l'acide phosphorique et de l'oxyde nitrique: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NON. L'hydrogène dans tous les composés a un état d'oxydation de +1 et l'oxygène a -2. Pour l'azote, avant le début de la réaction, le nombre d'oxydation est +5, et après +2, pour le phosphore - 0 et +5, respectivement.
- Marquer les éléments dont l'indice d'oxydation a changé (azote et phosphore).
- Composer des équations électroniques: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Égaliser le nombre d'électrons reçus en choisissant le plus petit commun multiple et en calculant le multiplicateur (les nombres 3 et 5 sont respectivement les diviseurs du nombre 15, le multiplicateur pour l'azote est 5 et pour le phosphore 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Additionner les demi-réactions résultantes selon les parties gauche et droite: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15e=3Р+5. Si tout est fait correctement à ce stade, les électrons vont rétrécir.
- Réécrivez complètement l'équation en inscrivant les coefficients selon l'équilibre électronique de la réaction redox: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Vérifiez si le nombre d'éléments avant et après la réaction reste le même partout, et si nécessaire, ajoutez des coefficients devant les autres substances (dans cet exemple, la quantité d'hydrogène et d'oxygène ne s'est pas égalisée, afin que l'équation de réaction pour avoir l'air correcte, vous devez ajouter un coefficient devanteau): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Une méthode aussi simple vous permet de placer correctement les coefficients et d'éviter toute confusion.
Exemples de réactions
Un exemple illustratif d'une réaction redox est l'interaction du manganèse avec de l'acide sulfurique concentré, en procédant comme suit:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
La réaction d'oxydoréduction se déroule avec un changement des états d'oxydation du manganèse et du soufre. Avant le début du processus, le manganèse était dans un état non lié et avait un état d'oxydation nul. Mais lors de l'interaction avec le soufre, qui fait partie de l'acide, il a augmenté l'état d'oxydation à +2, agissant ainsi comme un donneur d'électrons. Le soufre, au contraire, jouait le rôle d'un accepteur, abaissant l'état d'oxydation de +6 à +4.
Cependant, il existe également des réactions dans lesquelles le manganèse agit comme un accepteur d'électrons. Par exemple, c'est l'interaction de son oxyde avec l'acide chlorhydrique, procédant selon la réaction:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Dans ce cas, la réaction d'oxydoréduction se poursuit par une diminution de l'état d'oxydation du manganèse de +4 à +2 et une augmentation de l'état d'oxydation du chlore de -1 à 0.
Auparavant, l'oxydation de l'oxyde de soufre avec de l'oxyde d'azote en présence d'eau, qui produisait 75 % d'acide sulfurique, était d'une grande importance pratique:
SO2 + NON2 + H2O=NON + H2So4.
La réaction redox était autrefois effectuée dans des tours spéciales, et le produit final était appelé tour. Or, cette méthode est loin d'être la seule dans la production d'acide, car il existe d'autres méthodes modernes, par exemple le contact utilisant des catalyseurs solides. Mais l'obtention d'acide par la méthode de réaction redox n'a pas seulement une signification industrielle, mais aussi historique, puisque c'est précisément un tel processus qui s'est produit spontanément dans l'air de Londres en décembre 1952.
L'anticyclone a ensuite apporté un temps inhabituellement froid, et les habitants ont commencé à utiliser beaucoup de charbon pour chauffer leurs maisons. Comme cette ressource était de mauvaise qualité après la guerre, une grande quantité de dioxyde de soufre était concentrée dans l'air, qui réagissait avec l'humidité et l'oxyde d'azote dans l'atmosphère. En raison de ce phénomène, la mortalité des nourrissons, des personnes âgées et des personnes souffrant de maladies respiratoires a augmenté. L'événement a reçu le nom de Great Smog.
Ainsi, les réactions redox sont d'une grande importance pratique. Comprendre leur mécanisme vous permet de mieux comprendre les processus naturels et d'obtenir de nouvelles substances en laboratoire.
