En oxidationsreduktionsreaktion eller redoxreaktion er en kemisk reaktion , hvor en overførsel af elektroner finder sted . Den kemiske art, der fanger elektroner, kaldes " oxidant " og den art, der giver dem op, " reducerende ".
Redoxreaktionerne forekommer under forbrændinger under visse metallurgiske doser under korrosion af metaller i fænomenerne elektrokemi eller cellulær respiration . De spiller en særlig vigtig rolle inden for biologi under transformation af ilt til vand (H 2 O) inden for levende organismer. Redoxreaktioner bruges også ofte i industrien: opnåelse af støbejern fra malm sammensat af jernoxid ved reduktion, derefter jern og stål fra støbejern ved oxidation.
Mangfoldigheden af redoxreaktioner forklares af elektronens mobilitet , dens lethed og dens allestedsnærværende i alle former for stof.
Efter eksperimenter med kviksølv , Antoine Lavoisier demonstreret i 1772 rolle dioxygen i visse redoxreaktioner. Han beskriver de første definitioner:
I daglig tale, oxidationen er en kemisk reaktion , hvori en forbindelse (for eksempel) er kombineret med et eller flere atomer af oxygen , såsom oxidation af jern Fe som producerer rust : 4 Fe + 3 O 2⟶ 2 Fe 2 O 3.
Men det var kun i XX th århundrede, efter opdagelsen af elektron (ved Joseph John Thomson i 1897) og indførelsen af atomare Bohrs atommodel (1913), at kemiske reaktioner gennemgås i lyset af disse nye modeller, og at lighederne observeret gør det muligt gradvist at identificere det nuværende koncept for oxidationsreduktion, der udtrykkes i form af elektronoverførsler.
Tør oxidationsreduktionsreaktioner (iltudveksling) er beskrevet ved Ellingham-diagrammer . I vandige medier bruges Nernst-ligningen til at studere de termodynamiske aspekter af redoxreaktioner, og forholdet Butler-Volmer til at studere deres kinetiske aspekter .
For at lette undersøgelsen af reaktioner forbinder vi (undertiden abstrakt) med hvert atom i en forbindelse et oxidationsnummer (nej), der symboliserer værdien af den bærede ladning (for eksempel: Fe 2+ , kaldet jern- jern "jern ( II )" , har et oxidationstal lig med 2).
Således er "kombinationer med ilt" kun et specielt tilfælde af redoxreaktioner. Her er to reaktioner med kobber:
2 Cu + O 2⟶ 2 CuO ; Cu + Cl 2⟶ CuCI 2.Den første kombinerer kobber og ilt, mens den anden kombinerer kobber og klor . Klor og ilt har en ting til fælles: de er mere elektronegative grundstoffer end kobber.
Oxidationen af en krop ledsages altid af en anden reduktion (elektroner kan ikke cirkulere alene og fanges nødvendigvis), vi taler om en "oxidationsreduktionsreaktion". Oxidation er en halv reaktion af redox og reduktion er den anden halv reaktion.
Den første definition af reduktion kan forstås bedre takket være etymologi. At reducere kommer fra det latinske reducere : at bringe tilbage. At reducere et metal er at "bringe" det tilbage til sin neutrale tilstand.
I en oxidationsreduktionsreaktion:
Vi kan bruge en mnemonic ved hjælp af vokaler og konsonanter: Reducer = Donor, Oxidant = Acceptor.
Reduktionsmidlet oxideres (oxidationsreaktion), oxidationsmidlet reduceres (reduktionsreaktion). Redox består derfor af to halvreaktioner: en oxidation og en reduktion.
Et oxideret reduktionsmiddel bliver et oxidationsmiddel, og omvendt bliver et reduceret oxidationsmiddel et reduktionsmiddel. Dette definerer det "oxiderende reducerende par" (også kaldet "redox-par"), som består af oxidanten og det konjugerede reduktionsmiddel (det reducerede oxidant). Det bemærkes i form: ”oxidations- / reduktionsmiddel”.
Vi betegner rød = Ox + n e - oxidationsreaktionen, rød er reduktionsmiddel og Ox oxidationsmiddel for reaktionen. Denne ligning kan skrives med en pil (⟶), hvis reaktionen er total, dvs. hvis ligevægtskonstanten K > 10.000 ( K afhænger af reaktionen).
Oxidation er en halvligning af redox.
Vi betegner med Ox + n e - = Red reduktionsreaktionen, Red er reduktionsmiddel og Ox oxidationsmiddel i reaktionen). Denne ligning kan skrives med en pil (⟶), hvis reaktionen er færdig, dvs. hvis K > 10.000 ( K afhænger af reaktionen).
Reduktion er en halv ligning med oxidationsreduktion.
Redoxreaktionen er tilsætningen af en oxidation og en reduktion (for at forenkle elektronerne ). Ligningen af en oxidationsreduktion skrives som følger:
Ox 1 + Red 2 = Ox 2 + Red 1 , med Ox 1 / Red 1 og Ox 2 / Red 2 oxiderende reducerende par.I biokemi og især med hensyn til syntese af præbiotiske molekyler taler vi om reaktioner, der forekommer i en oxiderende atmosfære, det vil sige i nærvær af ilt i modsætning til en reducerende atmosfære, for eksempel indeholdende gas.
Nogle kemiske forbindelser kan opføre sig både som oxidationsmiddel og som reduktionsmiddel. Dette er især tilfældet med hydrogenperoxid , som siges at være uforholdsmæssigt stort , og som derfor ikke kan opbevares i lang tid:
H 2 O 2⟶ 2 H + + O 2+ 2 e - (oxidation); H 2 O 2+ 2 H + + 2 e - ⟶ 2 H 2 O (reduktion).eller endelig:
2 H 2 O 2⟶ 2 H 2 O+ O 2.For eksempel er der de oxiderende reducerende par Cu2 + / Cu og Zn2 + / Zn, som giver reaktionen i vandig opløsning :
Zn (s) + Cu 2+ (aq) ⟶ Zn 2+ (aq) + Cu (s) (redox).Denne reaktion kan nedbrydes til en reduktion (af oxidant) og en oxidation (af reduktionsmiddel):
Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2 e - (oxidation); Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) (reduktion).De to halve ligninger af oxidation og reduktion kan faktisk adskilles i nogle tilfælde (det vil sige, de forekommer ikke på samme sted), hvilket tillader, at der genereres en elektrisk strøm (dvs. hvad der sker i elektriske batterier ). I de andre tilfælde, for eksempel i det givne eksempel, har de kun en formel interesse (frie elektroner findes ikke i vand).
En oxidationsreduktionsreaktion skal afbalanceres for at sikre en nøjagtig optælling af de involverede elektroner. Nogle gange er der komplekse reaktioner, der kræver afbalancering af de støkiometriske koefficienter for halvligningerne. Nogle gange er det nødvendigt at tilføje molekyler eller ioner i opløsning (afhængigt af mediet) for at balancere.
For eksempel til reaktionen mellem kaliumpermanganat (par MnO 4- / Mn 2+ ) og en jernopløsning ( Fe 3+ / Fe 2+ par) i et surt medium (tilstedeværelse af H + -ioner):
( Fe 2+ = Fe 3+ + e - ) × 5 (oxidation); ( MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ +4 H 2 O) × 1 (reduktion);deraf følgende oxidation-reduktion ligning: MnO 4- + 8 H + + 5 Fe 2+ = Mn 2+ +4 H 2 O+ 5 Fe 3+ .
At afbalancere en sådan ligning betyder også lineært at kombinere halvreaktionerne (oxidation og reduktion), så antallet af elektroner, der er givet, er nøjagtigt det antal elektroner, der accepteres: redoxreaktionen er en streng elektronisk udveksling ( termodynamisk gunstig).
For eksempel :
Fe = Fe 3+ + 3 e - ; O 2+ 4 e - = 2 O 2– .I det foreliggende tilfælde drejer det sig om at finde det mindste fælles multiplum af 3 og 4, det vil sige 12, for at have en streng valutabalance: det er således nødvendigt at kombinere 4 gange den første halvreaktion ( jern vil give 12 elektroner) med 3 gange anden halvreaktion (dioxygenet accepterer 12 elektroner), det vil sige: 4 Fe + 3 O 2⟶ 4 Fe 3+ + 6 O 2– . Det er udvekslingen af elektroner, der udgør oxidationsreduktionsfænomenet.
Så er der en elektrostatisk tiltrækning : de positive og negative ladninger tiltrækker og arrangerer sig på en sådan måde, at de danner en neutral ionisk krystal : 4 Fe 3+ + 6 O 2– ⟶ 2 Fe 2 O 3.
Dette er ikke en kemisk reaktion strengt taget, men en omskrivning svarende til den statiske tiltrækning i den ioniske krystal (en hæmatit ).
Den "oxiderende" eller "reducerende" karakter er relativ i forbindelse med en kemisk reaktion. Et reducerende element i en reaktion kan oxidere i en anden. Men det er muligt at konstruere en skala for oxiderende kraft (eller i den anden retning af reducerende kraft): det er redoxpotentialet , der måles i volt . Derudover kan dette potentiale afhænge af den kemiske sammenhæng og især af pH og endda af den fysiske kontekst: virkningerne af lys udnyttes både af naturen i fotosyntese og af mennesker i fotografering .
Alle oxidantreducerende par er skrevet i formen Ox / Red . De klassificeres fra det stærkeste oxidationsmiddel til det svageste eller fra det svageste reduktionsmiddel til det stærkeste, og værdien af deres potentiale er angivet i volt (ved 25 ° C og ved 1013 hPa ).
Eksempler på oxidationsreducerende parOxidator / Reducer | 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 |
Til 3+ / Til | +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 |
NO 3 - / NO | +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 |
Den menneskelige krop bruger også redoxreaktioner til biosyntetiske processer , såsom fedtsyrebiosyntese , den mitokondrie respiratoriske kæde eller gluconeogenese . De mest anvendte par er især:
Bemærk.
I visse redoxreaktioner, især i den tørre fase (det vil sige i et ikke-vandigt medium, ofte ved høj temperatur), er der ingen åbenbar overførsel af elektroner. Vi kan nævne for eksempel i tilfælde af forbrænding af hydrogen i oxygen af luft : 2 H 2+ O 2⟶ 2 H 2 O.
Ifølge den gamle definition gennemgik grundstoffet brint, som kombineret med grundstoffet ilt, oxidation.
Men H 2 reagenserog O 2, Og produktet H 2 Oer molekyler; ingen ion, som muliggør fortolkning i form af elektronoverførsel, er til stede i de involverede kemiske arter.
For at løse problemet er det nødvendigt at appellere til elementets elektronegativitet . Denne mængde karakteriserer kapaciteten af et atom af elementet til at fange en eller flere elektroner til at transformere til en negativ ion. I molekyler er atomer forbundet med kovalente bindinger .
Dannelse af en kemisk binding og elektronegativitet Atomer med samme elektronegativitet: kovalent bindingStrengt taget en kovalent binding resultater fra pooling af et eller flere par af elektroner ( delt dubletter eller bindende dubletter ) mellem to identiske atomer (case af bindinger mellem atomer i H 2 molekylerog O 2af det foregående eksempel), derfor af samme elektronegativitet. Dubletterne deles ligeligt mellem de to atomer: de forbliver elektrisk neutrale.
H 2 :Bindingsdubletten [ : ] er (i gennemsnit) lige langt fra de to H-atomer.
Atomer med forskellige elektronegativiteter: ionbindinger, polariseret kovalent, iono-kovalent Samlet overførsel af elektroner mellem atomer: dannelse af en ionbindingNår forskellen i elektronegativitet Δ En mellem atomerne er vigtig (typisk Δ En > 2 ), forskydes bindingselektronerne stærkt mod det mest elektronegative atom, som monopoliserer dem næsten fuldstændigt: denne praktisk talt samlede overførsel af elektroner gør dette atom til en negativ ion ( eller anion ), og på den anden atom en positiv ion (eller kation ). Da der strengt taget ikke længere er nogen samling af elektroner, er der ikke længere en kovalent binding. Den kemiske binding er her en binding mellem ioner eller ionbinding . Denne type forbindelse er en grænsesag, der aldrig nås på 100%.
NaCl- krystal :Cl er meget mere elektronegativ end Na - separate atomer Na • • Cl; binding: Cl monopoliserer elektrondubletten: Na: Cl
⇒ Cl fik elektronen tabt af Na: binding mellem en Cl - ion og en Na + ion .
Delvis elektronisk overførsel: polariseret kovalent binding, iono-kovalent bindingHvis forskellen i elektronegativitet er mindre, er overførslen af elektroner mellem de to atomer ikke længere total, men den delvise overførsel af negativ ladning til det mest elektronegative atom producerer et overskud af negativ ladning på dette atom (som derefter bærer en negativ delvis ladning , bemærket δ - ) og et negativt ladningsunderskud på det andet atom (som derefter bærer en positiv delvis ladning , bemærket δ + ); båndet mellem atomerne er en polariseret kovalent binding (når polarisationen er moderat) eller iono-kovalent (binding med en "semi-ionisk" karakter, når polarisationen er bemærkelsesværdig, typisk for 1 <Δ En <2 ).
HCI- molekyle :Cl er mere elektronegativ end H: i HCI-molekylet forskydes bindingsdubletten mod Cl:
H [:] Cl.
Link type | Elektronisk overførsel mellem atomer |
Gennemsnitlig position for dubletten [:] = bindende dublet |
Model (bindende dublet = ——) |
---|---|---|---|
kovalent | ingen | H [ : ] H | H —— H |
kovalent polariseret eller iono-kovalent |
delvis | H [ : ] Cl | δ + H —— Cl δ - |
ionisk (elektrostatisk tiltrækning) |
Total | Na : Cl | Na + Cl - |
Enten forbrændingen af natrium Na i dioxygen:
4 Na + O 2⟶ 2 Na 2 O.Elementet O er meget mere elektronegativt end elementet Na : overførslen af elektroner er praktisk taget total; vi kan anvende til Na 2 Oden ioniske model: denne forbindelse består af Na + og O 2– ioner .
Fortolkningen af reaktionen i form af redox udgør ikke et problem:
Na = Na + + e - ; Na mister en elektron, den oxideres, O + 2 e - = O 2– ; O fanger elektroner, det reduceres. Fiktiv totaloverførsel ( virtuel )I vandmolekylet tildeles bindingselektronerne til O-atomet, det mest elektronegative . Vand bliver en dummy ionisk forbindelse , der består af dummy H + og O 2– ioner . Reaktionen fortolkes derefter som i det foregående tilfælde:
H = H + + e - ; H mister en elektron, den oxideres, O + 2 e - = O 2– ; O får elektroner, det reduceres.Det oxidationstrin (nej) eller graden af oxidation (do) repræsenterer ladning af hver fiktiv ion af grundstoffet i de kemiske arter, der betragtes.
Det udtrykkes med romertal for at skelne det fra ladningen af en ægte ion .
I H 2 O molekyle :
I symmetriske molekyler H 2og O 2, er ladningen af hvert atom nul og oxidationsnummeret for hvert element er nul:
Under reaktionen:
Denne definition er mere generel end den, der er begrænset til reel udveksling af elektroner. Det gælder både for en delvis overførsel og for en total overførsel af elektroner.
Hvis der under en reaktion ikke observeres nogen variation af elementtalene, er denne reaktion ikke en oxidationsreduktionsreaktion.
Eksempel 1: H2 (g)+ Cl2 (g)⟶ 2 HCI Reagenser : (tilfælde af et symmetrisk molekyle)Variationerne af tallene, bemærket “Δn.o. », Svarer til en overførsel af ladninger fra reduktionsmidler til oxidationsmidler. Den samlede ladning opnået med oxidanterne er derfor lig med den totale ladning, der gives af reduktionsmidlerne.
Eksempel: Afbalancere følgende ligning: a HCI + b O 2Cl c Cl 2+ D H 2 OI det generelle tilfælde, hvor multiplikatorerne a , b , c , d , etc. er alle forskellige fra 1, beregner vi det mindst fælles multiplum ( lcm ) p af disse multiplikatorer.
Så skriver vi: a ∨ b ∨ c ∨ d ∨ osv. = s .
3. Nævn nogle kemiske forbindelserSkrivningen af formlerne og navnet på de kemiske forbindelser er kodificeret af IUPAC .
Tallene bruges hovedsageligt i nomenklaturen, når et element kan have flere oxidationstilstande .
Nogle tilfælde
3.1. Monatomiske kationerMonatomiske kationer er navngivet ved at tilføje i parentes efter elementets navn, enten det passende ladetal efterfulgt af plustegnet eller oxidationsnummeret ( romertal ). Navnet er forud for udtrykket "ion" eller "kation".
Eksempel: Elementerne natrium, calcium og aluminium har kun en oxidationsgrad; der er derfor ingen tvetydighed om ladningen af kationen, den kan udelades fra navnet: Na + : natriumion; Ca 2+ : calciumion; Al 3+ : aluminiumion; elementet jern udviser flere grader af oxidation: Fe 2+ kaldet jern- jern ( II ) og Fe 3+ kaldet jern- jern ( III ). 3.2. Faste forbindelserGenerelt er navnene på kemiske forbindelser baseret på andelene af deres bestanddele.
3.2.1 Ioniske krystallerIndledende bemærkning: proportionerne af ionerne, der udgør en krystal, bestemmes af tilstanden af helhedens elektriske neutralitet .
Regel: Præfikset " mono- " er altid udeladt undtagen for at undgå forvirring .
CaCl 2 : calciumdichlorid; en anden forenkling er stadig mulig:
Anbefaling: hvis forbindelserne indeholder grundstoffer, så det ikke er nødvendigt at specificere proportionerne, for eksempel når graden af oxidation normalt er uforanderlig, behøver disse forhold ikke at tilvejebringes .
CaCl 2er den eneste forbindelse, der består af grundstofferne Ca og Cl: nom = calciumchlorid , foretrukket frem for calciumdichlorid.
Oxidformel | Andel af bestanddele | Efternavn | Fiktiv ionisk model | Navn baseret på Fe-tal |
---|---|---|---|---|
Fe 2 O 3 | 3 atomer O for 2 atomer Fe | difer trioxid | 2Fe 3+ 3O 2− | jern (III) oxid |
FeO | 1 atom O for 1 atom Fe | jernmonoxid (sammenlign med CO: kulilte) |
Fe 2+ O 2− | jern (II) oxid |
Fe 3 O 4 | 4 atomer O i 3 atomer Fe | trifer tetraoxid | Fe 2+ 2Fe 3+ 4O2 - det er en blandet oxid |
jern (II) og jern (III) oxid |