O reacție de reducere a oxidării sau o reacție redox este o reacție chimică în care are loc un transfer de electroni . Cele specii chimice care captează electronii se numește „ oxidant “ și speciile pe care le dă în sus, „ reducerea “.
Reacțiile redox apar în timpul arderilor , în timpul anumitor doze metalurgice , în timpul coroziunii metalelor, în fenomenele de electrochimie sau respirație celulară . Acestea joacă un rol deosebit de important în domeniul biologiei , în timpul transformării oxigenului în apă (H 2 O) în cadrul organismelor vii. Reacțiile redox sunt, de asemenea, utilizate frecvent în industrie: obținerea fontei din minereuri compuse din oxid de fier , prin reducere, apoi fier și oțel din fontă, prin oxidare.
Diversitatea reacțiilor redox se explică prin mobilitatea electronului , ușurința acestuia și omniprezența sa în toate formele de materie.
În urma experimentelor cu mercur , Antoine Lavoisier a demonstrat în 1772 rolul dioxigenului în anumite reacții redox. El stabilește primele definiții:
În limbajul cotidian, oxidarea este o reacție chimică în care un compus (de exemplu) este combinat cu unul sau mai mulți atomi de oxigen , cum ar fi oxidarea fierului Fe care produce rugină : 4 Fe + 3 O 2⟶ 2 Fe 2 O 3.
Dar a fost doar în XX - lea secol, după descoperirea electronului (de Joseph John Thomson în 1897) și introducerea modelului atomic Bohr (1913), că reacțiile chimice sunt revizuite în lumina acestor noi modele și că asemănările observate fac posibilă identificarea treptată a conceptului actual de oxidare-reducere, care este exprimat în termeni de transfer de electroni.
Reacțiile uscate de reducere a oxidării (schimbul de oxigen) sunt descrise prin diagramele Ellingham . În mediile apoase, ecuația Nernst este utilizată pentru a studia aspectele termodinamice ale reacțiilor redox și relația Butler-Volmer pentru a studia aspectele lor cinetice .
Pentru a facilita studiul reacțiilor, asociem (uneori abstract) cu fiecare atom al unui compus un număr de oxidare (nu) care simbolizează valoarea încărcăturii purtate (de exemplu: Fe 2+ , numit ion feros „fier ( II )” , are un număr de oxidare egal cu 2).
Astfel, „combinațiile cu oxigenul” sunt doar un caz special de reacții redox. Iată două reacții cu cuprul:
2 Cu + O 2⟶ 2 CuO ; Cu + Cl 2⟶ CuCl 2.Primul combină cuprul și oxigenul, în timp ce al doilea combină cuprul și clorul . Clorul și oxigenul au un lucru în comun: sunt mai multe elemente electronegative decât cuprul.
Oxidarea unui corp este întotdeauna însoțită de reducerea altuia (electronii nu pot circula singuri și sunt neapărat captați), vorbim despre o „reacție de oxidare-reducere”. Oxidarea este o jumătate de reacție a redox și reducerea este cealaltă jumătate de reacție.
Prima definiție a reducerii poate fi mai bine înțeleasă grație etimologiei. Pentru a reduce provine din limba latină REDUCERE : pentru a aduce înapoi. A reduce un metal înseamnă a-l „readuce” în starea sa neutră.
Într-o reacție de reducere a oxidării:
Putem folosi o mnemonică folosind vocale și consoane: Reductor = Donator, Oxidant = Acceptor.
Agentul reducător se oxidează (reacție de oxidare), oxidantul este redus (reacție de reducere). Redoxul constă, prin urmare, în două jumătăți de reacții: o oxidare și o reducere.
Un agent reducător oxidat devine un oxidant și, invers, un oxidant redus devine un agent reducător. Aceasta definește „cuplul oxidant-reducător” (numit și „cuplu redox”) care este alcătuit din oxidant și agentul reducător conjugat (oxidantul redus). Se notează sub forma: „agent oxidant / reducător”.
Notăm Roșu = Ox + n e - reacția de oxidare, Roșu fiind agentul reducător și Ox oxidantul reacției. Această ecuație poate fi scrisă cu o săgeată (⟶) dacă reacția este totală, adică dacă constanta de echilibru K > 10.000 ( K depinde de reacție).
Oxidarea este o jumătate de ecuație a redox.
Notăm cu Ox + n e - = Roșu reacția de reducere, Roșu fiind agentul de reducere și Ox oxidantul reacției). Această ecuație poate fi scrisă cu o săgeată (⟶) dacă reacția este completă, adică dacă K > 10.000 ( K depinde de reacție).
Reducerea este o jumătate de ecuație de oxidare-reducere.
Reacția redox este adăugarea unei oxidări și a unei reduceri (pentru a simplifica electronii ). Ecuația unei reduceri de oxidare este scrisă după cum urmează:
Ox 1 + Roșu 2 = Ox 2 + Roșu 1 , cu cupluri Ox -reducătoare Ox 1 / Roșu 1 și Ox 2 / Roșu 2 .În biochimie , și în special în ceea ce privește sinteza moleculelor prebiotice, vorbim despre reacții care apar într-o atmosferă oxidantă, adică în prezența oxigenului, spre deosebire de o atmosferă reducătoare, de exemplu conținând gaz carbonic.
Unii compuși chimici se pot comporta atât ca oxidant, cât și ca agent reducător. Acesta este în special cazul peroxidului de hidrogen , despre care se spune că este disproporționat și care, prin urmare, nu poate fi depozitat mult timp:
H 2 O 2⟶ 2 H + + O 2+ 2 e - (oxidare); H 2 O 2+ 2 H + + 2 e - ⟶ 2 H 2 O (reducere).sau în cele din urmă:
2 H 2 O 2⟶ 2 H 2 O+ O 2.De exemplu, există cuplurile reducătoare de oxidare Cu 2+ / Cu și Zn 2+ / Zn, care dau reacția în soluție apoasă :
Zn (s) + Cu 2+ (aq) ⟶ Zn 2+ (aq) + Cu (s) (redox).Această reacție se poate descompune într-o reducere (a oxidantului) și o oxidare (a agentului reducător):
Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2 e - (oxidare); Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) (reducere).Cele două jumătăți de ecuații de oxidare și reducere pot fi de fapt separate în unele cazuri (adică nu apar în același loc), permițând generarea unui curent electric (adică ce se întâmplă în bateriile electrice ). În celelalte cazuri, de exemplu în exemplul dat, ele au doar un interes formal (electronii liberi nu există în apă).
O reacție de reducere a oxidării trebuie să fie echilibrată pentru a asigura un număr exact de electroni implicați. Uneori există reacții complexe care necesită echilibrarea coeficienților stoichiometrici ai ecuațiilor de jumătate. Uneori este necesar să adăugați molecule sau ioni în soluție (în funcție de mediu) pentru a echilibra.
De exemplu , pentru reacția dintre permanganatul de potasiu (cuplu MNO 4- / Mn 2+ ) și o soluție de fier (cuplu Fe 3+ / Fe 2+ ), într-un mediu acid (prezența ionilor H + ):
( Fe 2+ = Fe 3+ + e - ) × 5 (oxidare); ( MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O) × 1 (reducere);deci următoarea ecuație de oxidare-reducere: MnO 4- + 8 H + + 5 Fe 2+ = Mn 2+ + 4 H 2 O+ 5 Fe 3+ .
Echilibrarea unei astfel de ecuații înseamnă, de asemenea, combinarea liniară a jumătăților de reacții (oxidare și reducere), astfel încât numărul de electroni dat este exact numărul de electroni acceptați: reacția redox este un schimb strict de electroni ( termodinamic favorabil).
De exemplu :
Fe = Fe 3+ + 3 e - ; O 2+ 4 e - = 2 O 2– .În cazul de față, este vorba de găsirea celui mai mic multiplu comun de 3 și 4, adică 12, astfel încât să existe un echilibru strict de schimb: este astfel necesar să se combine de 4 ori prima jumătate de reacție ( fierul va furniza 12 electroni) cu 3 ori a doua jumătate de reacție (dioxigenul va accepta 12 electroni), adică: 4 Fe + 3 O 2⟶ 4 Fe 3+ + 6 O 2– . Schimbul de electroni constituie fenomenul de oxidare-reducere.
Apoi, există o atracție electrostatică : sarcinile pozitive și negative se atrag și se aranjează astfel încât să formeze un cristal ionic neutru: 4 Fe 3+ + 6 O 2– ⟶ 2 Fe 2 O 3.
Aceasta nu este o reacție chimică strict vorbind, ci o rescriere corespunzătoare atracției statice din cristalul ionic (un hematit ).
Caracterul „oxidant” sau „reducător” este relativ în contextul unei reacții chimice. Un element reducător într-o reacție poate fi oxidant în alta. Dar este posibil să se construiască o scară a forței de oxidare (sau, în cealaltă direcție, a forței de reducere): este potențialul redox , care se măsoară în volți . În plus, acest potențial poate depinde de contextul chimic și în special de pH și chiar de contextul fizic: efectele luminii sunt exploatate atât de natură în fotosinteză, cât și de oameni în fotografie .
Toate cuplurile reducătoare de oxidanți sunt scrise sub forma Ox / Red . Acestea sunt clasificate de la cel mai puternic oxidant la cel mai slab sau de la cel mai slab agent reducător la cel mai puternic, iar valoarea potențialului lor este indicată în volți (la 25 ° C și la 1013 hPa ).
Exemple de cupluri reducătoare de oxidanțiOxidant / Reductor | 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 |
Către 3+ / Către | +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 |
NU 3 - / NU | +0,96 |
Hg 2+ / Hg | +0,85 |
NU 3 - / NU 2 - | +0,84 |
Ag + / Ag | +0,80 |
Fe 3+ / Fe 2+ | +0,77 |
O 2/ H 2 O 2 | +0,68 |
Eu 2 / eu - | +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 |
Corpul uman folosește, de asemenea, reacții redox pentru procesele biosintetice , cum ar fi biosinteza acizilor grași , lanțul respirator mitocondrial sau gluconeogeneza . Cele mai utilizate perechi sunt în special:
Notă.
În anumite reacții redox, în special în faza uscată (adică într-un mediu neapos, adesea la temperatură ridicată), nu există un transfer evident de electroni. Putem cita , de exemplu , cazul arderii hidrogenului din oxigenul din aer : 2 H 2+ O 2⟶ 2 H 2 O.
Conform vechii definiții , elementul hidrogen, care combinat cu elementul oxigen, a suferit oxidare.
Dar, H 2 reactanțiiși O 2, Iar produsul H 2 Osunt molecule; niciun ion, care ar permite interpretarea în termeni de transfer de electroni, nu este prezent în speciile chimice implicate.
Pentru a rezolva problema, este necesar să apelăm la electronegativitatea unui element. Această cantitate caracterizează capacitatea unui atom al elementului de a captura unul sau mai mulți electroni pentru a se transforma într-un ion negativ. În molecule, atomii sunt legați prin legături covalente .
Formarea unei legături chimice și electronegativitate Atomi cu aceeași electronegativitate: legătură covalentăStrict vorbind, o legătură covalentă rezultă din reunirea uneia sau mai multor perechi de electroni ( dublete comune sau dublete de legare ) între doi atomi identici (caz de legături între atomi în moleculele H 2și O 2din exemplul anterior), deci de aceeași electronegativitate. Dubletele sunt împărțite în mod egal între cei doi atomi: rămân neutri din punct de vedere electric.
H 2 :Dubletul de legare [ : ] este (în medie) echidistant de la cei doi atomi de H.
Atomi de diferite electronegativități: legături ionice, covalente polarizate, iono-covalente Transferul total de electroni între atomi: formarea unei legături ioniceCând diferența de electronegativitate Δ En între atomi este importantă (de obicei Δ En > 2 ), electronii de legătură sunt puternic deplasați către cel mai electronegativ atom care îi monopolizează aproape complet: acest transfer practic total de electroni face din acest atom un ion negativ ( sau anion ) și al celuilalt atom un ion pozitiv (sau cation ). Întrucât nu mai există, strict vorbind, nicio grupare de electroni, nu mai există o legătură covalentă. Legătura chimică este aici o legătură între ioni sau legătură ionică . Acest tip de conexiune este un caz limită, niciodată atins la 100%.
Cristal de NaCl :Cl este mult mai electronegativ decât Na - atomi separați Na • • Cl; legătură: Cl monopolizează dubletul de electroni: Na: Cl
⇒ Cl a câștigat electronul pierdut de Na: legătura dintre un ion Cl - și un ion Na + .
Transfer electronic parțial: legătură covalentă polarizată, legătură iono-covalentăDacă diferența de electronegativitate este mai mică, transferul de electroni între cei doi atomi nu mai este total, dar transferul parțial de sarcină negativă la cel mai electronegativ atom produce un exces de sarcină negativă pe acest atom (care poartă apoi o sarcină parțială negativă , notat δ - ) și un deficit de sarcină negativ pe celălalt atom (care are apoi o sarcină parțială pozitivă , notat δ + ); legătura dintre atomi este o legătură covalentă polarizată (când polarizarea este moderată) sau iono-covalentă (legătură cu caracter „semi-ionic”, când polarizarea este notabilă, de obicei pentru 1 <Δ En <2 ).
Molecula de HCl :Cl este mai electronegativ decât H: în molecula de HCl, dubletul de legare este deplasat spre Cl:
H [:] Cl.
Tipul legăturii | Transfer electronic între atomi |
Poziția medie a dubletului [:] = dublet obligatoriu |
Model (dublet obligatoriu = ——) |
---|---|---|---|
covalent | Nu | H [ : ] H | H —— H |
covalent polarizat sau iono-covalent |
parțial | H [ : ] Cl | δ + H —— Cl δ - |
ionic (atracție electrostatică) |
total | Na : Cl | Na + Cl - |
Fie arderea Na sodic în dioxigen:
4 Na + O 2⟶ 2 Na 2 O.Elementul O este mult mai electronegativ decât elementul Na : transferul de electroni este practic total; ne putem aplica Na 2 Omodelul ionic: acest compus este alcătuit din ioni Na + și O 2– .
Interpretarea reacției în termeni de redox nu pune o problemă:
Na = Na + + e - ; Na pierde un electron, este oxidat, O + 2 e - = O 2– ; O captează electroni, este redus. Transfer total fictiv ( virtual )În molecula de apă , electronii de legătură sunt atribuiți atomului de O, cel mai electronegativ . Apa devine un compus ionic fictiv , alcătuit din ioni fictivi H + și O 2– . Reacția este apoi interpretată ca în cazul anterior:
H = H + + e - ; H pierde un electron, este oxidat, O + 2 e - = O 2– ; O câștigă electroni, este redusă.Numărul de oxidare (nu) sau gradul de oxidare (do) reprezintă sarcina fiecărui ion fictiv al elementului din specia chimică luată în considerare.
Este exprimat în cifre romane pentru a-l diferenția de sarcina unui ion real.
În molecula de H 2 O :
În moleculele simetrice H 2și O 2, sarcina fiecărui atom este zero și numărul de oxidare al fiecărui element este zero:
În timpul reacției:
Această definiție este mai generală decât cea limitată la schimburi reale de electroni. Se aplică atât unui transfer parțial, cât și unui transfer total de electroni.
Dacă, în timpul unei reacții, nu se observă nicio variație a numerelor elementelor, această reacție nu este o reacție de reducere a oxidării.
Exemplul 1: H2 (g)+ Cl 2 (g)⟶ 2 HCI Reactivi : (cazul unei molecule simetrice)Variațiile numerelor, notate „Δn.o. », Corespund unui transfer de sarcini de la agenți reducători la agenți oxidanți. Sarcina totală câștigată de oxidanți este, prin urmare, egală cu sarcina totală dată de agenții reducători.
Exemplu: Echilibrați următoarea ecuație: a HCl + b O 2⟶ c Cl 2+ d H 2 OÎn cazul general în care multiplicatorii a , b , c , d , etc. sunt diferiți de 1, calculăm cel mai mic multiplu comun ( mcm ) p din acești multiplicatori.
Apoi scriem: a ∨ b ∨ c ∨ d ∨ etc. = p .
3. Numiți câțiva compuși chimiciScrierea formulelor și denumirea compușilor chimici sunt codificate de IUPAC .
Numerele sunt utilizate în nomenclatură în principal atunci când un element poate avea mai multe stări de oxidare .
Unele cazuri
3.1. Cationi monatomiciCationii monatomici sunt denumiți prin adăugarea între paranteze după numele elementului, fie numărul de încărcare corespunzător urmat de semnul plus, fie numărul de oxidare ( număr roman ). Denumirea este precedată de termenul „ion” sau „cation”.
Exemplu: Elementele sodiu, calciu și aluminiu au un singur grad de oxidare; prin urmare, nu există nicio ambiguitate asupra sarcinii cationului, acesta poate fi omis din nume: Na + : ion sodiu; Ca 2+ : ion calciu; Al 3+ : ion aluminiu; elementul fier prezintă mai multe grade de oxidare: Fe 2+ numit fier feros ion ( II ) și Fe 3+ numit fier feros ion ( III ). 3.2. Compuși soliziÎn general, numele compușilor chimici se bazează pe proporțiile constituenților lor.
3.2.1 Cristale ioniceObservație preliminară: proporțiile ionilor care constituie un cristal sunt determinate de condiția neutralității electrice a întregului.
Regula: Prefixul " mono- " este întotdeauna omis, cu excepția pentru a evita confuzia .
CaCl 2 : diclorură de calciu; o a doua simplificare este încă posibilă:
Recomandare: dacă compușii conțin elemente astfel încât să nu fie necesar să se specifice proporțiile, de exemplu atunci când gradul de oxidare este de obicei invariant, aceste proporții nu trebuie să fie furnizate .
CaCl 2este singurul compus alcătuit din elementele Ca și Cl: nom = clorură de calciu , preferată diclorură de calciu.
Formula de oxid | Proporția constituenților | Numele de familie | Model ionic fictiv | Nume pe baza numerelor Fe |
---|---|---|---|---|
Fe 2 O 3 | 3 atomi O pentru 2 atomi Fe | difer trioxid | 2Fe 3+ 3O 2− | oxid de fier (III) |
FeO | 1 atom O pentru 1 atom Fe | monoxid de fier (comparați cu CO: monoxid de carbon) |
Fe 2+ O 2− | oxid de fier (II) |
Fe 3 O 4 | 4 atomi O pentru 3 atomi Fe | tetraoxid trifer | Fe 2+ 2 Fe 3+ 4O 2 - este un oxid mixt |
fier (II) și oxid de fier (III) |