Bir oksidasyon-redüksiyon reaksiyonu veya redoks reaksiyon a, kimyasal reaksiyon bir transfer ettiği elektron yer alır . Kimyasal türler elektronları yakalar "olarak adlandırılır oksidan " ve türler "onları verir azaltılması ".
Redoks reaksiyonları , yanmalar sırasında, belirli metalurjik dozajlar sırasında, metallerin korozyonu sırasında, elektrokimya veya hücresel solunum fenomeninde meydana gelir . Bunlar alanında önemli bir rol oynamaktadır biyoloji transformasyonu sırasında, oksijen içine su (H 2 O) canlı organizmalar içinde. Redoks reaksiyonları da genellikle sanayide kullanılmaktadır: elde dökme demir oluşan cevherlerinden demir oksit , indirgeme yoluyla, daha sonra demir ve çelik oksidasyonu, dökme demirden.
Oksidasyon-indirgeme reaksiyonlarının çeşitliliği , elektronun hareketliliği , hafifliği ve maddenin her formunda her yerde bulunması ile açıklanır .
Antoine Lavoisier , cıva ile yaptığı deneyleri takiben , 1772'de dioksijenin belirli redoks reaksiyonlarındaki rolünü gösterdi . İlk tanımları ortaya koyuyor:
Günlük dilde, oksidasyon a, kimyasal reaksiyon , içindeki bir bileşik (örneğin) bir ya da daha fazlası ile birleştirilir atomu arasında oksijen gibi oksidasyonu gibi, demir üretir Fe pas 4: Fe + 3 O 2⟶ 2 Fe 2 O 3.
Ama sadece oldu XX inci yüzyılda keşfinden sonra elektronun (tarafından Joseph John Thomson 1897 yılında) ve tanıtımı atom Bohr modeli kimyasal reaksiyonlar benzerlikleri bu yeni modellerin ışığında ve bu gözden geçirilir ki (1913), gözlemlenen, elektron transferleri olarak ifade edilen mevcut redoks kavramını kademeli olarak tanımlamayı mümkün kılar.
Kuru oksidasyon-indirgeme reaksiyonları (oksijen değişimi) Ellingham diyagramları ile tarif edilmektedir . Sulu ortamda, redoks reaksiyonlarının termodinamik yönlerini incelemek için Nernst denklemi ve kinetik yönlerini incelemek için Butler-Volmer ilişkisi kullanılır .
Reaksiyonların incelenmesini kolaylaştırmak için, (bazen soyut olarak) bir bileşiğin her atomuyla, taşınan yükün değerini simgeleyen bir oksidasyon numarası (hayır) ilişkilendiririz (örneğin: Fe 2+ , demir iyonu "demir ( II ) ” olarak adlandırılır ) , 2'ye eşit bir oksidasyon numarasına sahiptir.
Bu nedenle, "oksijenle kombinasyonlar" redoks reaksiyonlarının yalnızca özel bir durumudur. İşte bakır ile iki reaksiyon:
2 , Cu + O 2⟶ 2 CuO ; Cu + CI 2⟶ CuCl 2.Birincisi bakır ve oksijeni , ikincisi ise bakır ve kloru birleştirir . Klor ve oksijenin ortak bir yanı vardır: bakırdan daha elektronegatif elementlerdir .
Bir cismin oksidasyonuna her zaman bir diğerinin indirgenmesi eşlik eder (elektronlar kendi başlarına dolaşamazlar ve zorunlu olarak yakalanırlar), biz bir “oksidasyon-indirgenme reaksiyonundan” bahsediyoruz. Yükseltgenme, redoksun bir yarı reaksiyonudur ve indirgeme diğer yarı reaksiyondur.
İndirgemenin ilk tanımı etimoloji sayesinde daha iyi anlaşılabilir. Azaltmak , Latince redüktörden gelir : geri getirmek. Bir metali azaltmak , onu nötr durumuna "getirmektir".
Bir oksidasyon-redüksiyon reaksiyonunda:
Ünlüler ve ünsüzler kullanarak bir anımsatıcı kullanabiliriz: İndirgeyici = Donor, Oksidan = Kabul eden.
İndirgeyici madde oksitlenir (oksidasyon reaksiyonu), oksitleyici indirgenir (indirgeme reaksiyonu). Redoks bu nedenle iki yarı reaksiyondan oluşur: oksidasyon ve indirgeme.
Oksitlenmiş bir indirgeyici ajan, bir oksitleyici olur ve tersine, indirgenmiş bir oksitleyici, bir indirgeyici ajan olur. Bu, oksitleyici ve konjuge indirgeyici ajandan (indirgenmiş oksitleyici) oluşan "oksitleyici-indirgeyici çifti" ("redoks çifti" olarak da adlandırılır) tanımlar. Şu şekilde belirtilmiştir: "oksitleyici / indirgeyici ajan".
Bu ifade kırmızı = Ox + n e - Oksidasyon reaksiyonunun, kırmızı indirgeyici olan madde ve Ox reaksiyonun oksidan. Reaksiyon toplam ise, yani denge sabiti K > 10.000 ise ( K reaksiyona bağlıdır) bu denklem bir ok (⟶) ile yazılabilir .
Oksidasyon, redoksun yarı denklemidir .
Biz tarafından ifade Ox + n e - = Kırmızı indirgeme reaksiyonu, kırmızı olan indirgeme maddesi ve Ox reaksiyonun oksidan). Bu denklem, reaksiyon tamamlandıysa, yani K > 10.000 ise ( K reaksiyona bağlıdır ) bir ok (⟶) ile yazılabilir .
İndirgeme, bir oksidasyon-indirgeme denkleminin yarısıdır.
Redoks reaksiyonu, bir oksidasyon ve bir indirgemenin eklenmesidir ( elektronları basitleştirmek için ). Oksidasyon-indirgeme denklemi aşağıdaki gibi yazılır:
Ox 1 + Red 2 = Ox 2 + Red 1 , Ox 1 / Red 1 ve Ox 2 / Red 2 oksitleyici-indirgeyici çiftler ile.Olarak biyokimya ve açısından özellikle sentez prebiyotik moleküllerin biz ihtiva eden gaz, örneğin, bir indirgeyici atmosfer aksine, oksijen mevcudiyetinde demek ki, bir oksitlenme ortamında, meydana gelen reaksiyonlar söz. Karbonik.
Bazı kimyasal bileşikler hem oksitleyici hem de indirgeyici ajan olarak davranabilir. Bu, özellikle orantısız olduğu söylenen ve bu nedenle uzun süre saklanamayan hidrojen peroksit için geçerlidir:
H 2 O 2⟶ 2 H + + O 2+ 2 e - (oksidasyon); H 2 O 2+ 2 H + + 2 e - ⟶ 2 H 2 O (azaltma).veya nihayet:
2 H 2 O 2⟶ 2 H 2 O+ O 2.Örneğin, sulu çözeltide reaksiyonu veren Cu 2+ / Cu ve Zn 2+ / Zn oksitleyici indirgeyici çiftler vardır :
Zn (s) + Cu 2+ (sulu) ⟶ Zn 2+ (sulu) + Cu (s) (redoks).Bu reaksiyon, bir indirgeme (oksidanda) ve bir oksidasyona (indirgeyici maddede) ayrışabilir:
Zn (s) = Zn 2+ (sulu) + 2 e - (oksidasyon); Cu 2+ (sulu) + 2 e - = Cu (s) (indirgenme).Oksidasyon ve indirgemenin iki yarım denklemi aslında bazı durumlarda ayrılabilir (yani, aynı yerde oluşmazlar), bir elektrik akımının üretilmesine izin verir (yani, elektrik pillerinde olan ). Diğer durumlarda, örneğin verilen örnekte, yalnızca biçimsel bir ilgileri vardır (suda serbest elektronlar yoktur).
İlgili elektronların doğru bir şekilde sayılmasını sağlamak için bir oksidasyon-redüksiyon reaksiyonu dengelenmelidir.Bazen yarım denklemlerin stokiyometrik katsayılarının dengelenmesini gerektiren karmaşık reaksiyonlar vardır . Bazen dengelemek için çözeltiye (ortama bağlı olarak) moleküller veya iyonlar eklemek gerekir.
Örneğin potasyum permanganat (çift MnO 4- / Mn 2+ ) ve bir demir çözeltisi( Fe 3+ / Fe 2+ çifti), asidik bir ortamda ( H + iyonlarının varlığı):
( Fe 2+ = Fe 3+ + e - ) × 5 (oksidasyon); ( MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O) × 1 (azaltma);dolayısıyla aşağıdaki oksidasyon-redüksiyon denklemi: MnO 4- + 8 H + + 5 Fe 2+ = Mn 2+ + 4 H 2 O+ 5 Fe 3+ .
Böyle bir denklemi dengelemek, aynı zamanda, verilen elektronların sayısı tam olarak kabul edilen elektronların sayısı olacak şekilde yarı reaksiyonları (oksidasyon ve indirgeme) doğrusal olarak birleştirmek anlamına gelir : redoks reaksiyonu, katı bir elektron alışverişidir ( termodinamik olarak uygun).
Örneğin :
Fe = Fe 3+ + 3 e - ; O 2+ 4 e - = 2 O 2– .Mevcut durumda, katı bir değişim dengesine sahip olmak için 3 ve 4'ün en küçük ortak katını , yani 12'yi bulma sorunudur : bu nedenle, ilk yarı reaksiyonun 4 katının birleştirilmesi gerekir ( demir 12 elektron sağlayacaktır) ikinci yarı reaksiyonun 3 katı (dioksijen 12 elektron kabul edecektir), yani: 4 Fe + 3 O 2⟶ 4 Fe 3+ + 6 O 2– . Oksidasyon-indirgenme fenomenini oluşturan elektron alışverişidir.
Daha sonra elektrostatik bir çekim meydana gelir : pozitif ve negatif yükler kendilerini çeker ve nötr bir iyonik kristal oluşturacak şekilde kendilerini düzenlerler : 4 Fe 3+ + 6 O 2– ⟶ 2 Fe 2 O 3.
Bu, kesinlikle bir kimyasal reaksiyon değil, iyonik kristaldeki (bir hematit ) statik çekime karşılık gelen bir yeniden yazmadır .
"Oksitleyici" veya "indirgeyici" karakter, bir kimyasal reaksiyon bağlamında görecelidir. Bir reaksiyondaki indirgeyici element, diğerinde oksitleyici olabilir. Ancak bir oksitleme kuvveti ölçeği (veya diğer yönde, indirgeme kuvveti) oluşturmak mümkündür: bu, volt olarak ölçülen redoks potansiyelidir . Ek olarak, bu potansiyel kimyasal bağlama ve özellikle pH'a ve hatta fiziksel bağlama bağlı olabilir: ışığın etkilerinden hem doğa tarafından fotosentezde hem de insanlar tarafından fotoğrafçılıkta yararlanılır .
Oksidan indirgeyen tüm çiftler Ox / Red şeklinde yazılır . En güçlü oksidandan en zayıfa veya en zayıf indirgeyici ajandan en güçlüye doğru sınıflandırılırlar ve potansiyellerinin değeri volt olarak belirtilir ( 25 °C'de ve 1013 hPa'da ).
Oksidan azaltıcı çiftlerin örnekleriOksitleyici / Redüktör | E 0 (D) |
---|---|
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 |
To 3+ / To | +1.50 |
PbO 2 / Pb 2+ | +1.45 |
Cı 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 |
HAYIR 3 - / HAYIR | +0.96 |
Hg 2+ / Hg | +0.85 |
HAYIR 3 - / HAYIR 2 - | +0.84 |
Ag + / Ag | +0.80 |
Fe 3+ / Fe 2+ | +0.77 |
O 2/ * H 2 O 2 | +0.68 |
ben 2 / ben - | +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 |
Ca2 + / Ca | -2.87 |
K + / K | -2.92 |
Li + / Li | -3.05 |
İnsan vücudu da redoks reaksiyonlarını kullanan biyosentetik işlemler gibi, yağlı asit biyosentezi , mitokondriyal solunum zinciri, veya glukoneojenez . En çok kullanılan çiftler özellikle şunlardır:
Not.
Belirli redoks reaksiyonlarında, özellikle kuru fazda (yani, susuz bir ortamda, genellikle yüksek sıcaklıkta), belirgin bir elektron transferi yoktur. Biz, örneğin yanma verebiliriz hidrojen olarak oksijen ve hava : 2 H, 2+ O 2⟶ 2 H 2 O.
Eski tanıma göre oksijen elementi ile birleşen hidrojen elementi oksidasyona uğradı.
Ancak H 2 reaktiflerive O 2, ve ürün H 2 Omoleküllerdir; İlgili kimyasal türlerde elektron transferi açısından bir yoruma izin verecek hiçbir iyon mevcut değildir.
Problemi çözmek için bir elementin elektronegatifliğine başvurmak gerekir . Bu miktar, elementin bir atomunun bir veya daha fazla elektronu negatif bir iyona dönüştürmek için yakalama kapasitesini karakterize eder. Moleküllerde atomlar kovalent bağlarla bağlanır .
Kimyasal bağ oluşumu ve elektronegatiflik Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar: kovalent bağKesin elektron bir veya daha fazla çiftinin havuzu bir kovalent bir bağ sonuçları (konuşma, ortak ikili ya da bağlayıcı ikili iki özdeş atomu (atomları arasındaki bağ durumda arasında) H de 2 moleküllerininve O 2önceki örneğin), bu nedenle aynı elektronegatifliğe sahiptir. Çiftler iki atom arasında eşit olarak paylaşılır: elektriksel olarak nötr kalırlar.
H 2 :Bağlayıcı ikili [ : ] iki H atomundan (ortalama olarak) eşit uzaklıktadır.
Farklı elektronegatifliğe sahip atomlar: iyonik bağlar, polarize kovalent, iyono-kovalent Atomlar arasında toplam elektron transferi: iyonik bir bağın oluşumuTüm elektronegatiflik farkı Δ En de atomları arasındaki (tipik olarak önemli olan Δ En > 2 ), bağ elektronlar güçlü neredeyse tamamen bunları tekelleştiren en elektronegatif atomuna doğru yer değiştirir: elektronların bu pratik olarak toplam transferi (bu atomun bir negatif iyon yapar veya anyon ) ve diğer atom pozitif bir iyon (veya katyon ). Artık, kesin olarak söylemek gerekirse, herhangi bir elektron havuzu olmadığından, artık bir kovalent bağ yoktur. Buradaki kimyasal bağ , iyonlar veya iyonik bağ arasındaki bağdır . Bu bağlantı türü, hiçbir zaman %100'e ulaşılamayan bir sınır durumudur.
NaCl kristali :Cı çok daha elektronegatif Na - Ayrı atomuna Na • • Cl; bağ: Cl elektron ikilisini tekelleştirir: Na: Cl
⇒ Cl, Na'nın kaybettiği elektronu kazandı: bir Cl - iyonu ile bir Na + iyonu arasındaki bağ .
Kısmi elektronik transfer: polarize kovalent bağ, iyono-kovalent bağElektronegatiflik farkı daha küçükse, iki atom arasındaki elektron transferi artık toplam değildir, ancak negatif yükün en elektronegatif atoma kısmi transferi, bu atom üzerinde aşırı bir negatif yük üretir (bu, daha sonra negatif bir kısmi yük taşır , tanınmış δ - ) ve daha sonra bir taşıyan diğer atomu üzerinde bir negatif yük açığı ( pozitif kısmi şarj belirtildiği gibi, δ + ;) atomlar arasındaki bağ, polarize bir kovalent bağdır (polarizasyon orta düzeyde olduğunda) veya iyono-kovalenttir (polarizasyon dikkate değer olduğunda, tipik olarak 1 <Δ En <2 için "yarı iyonik" karakterli bağ ).
HCl molekülü :Cl, H'den daha elektronegatiftir: HCl molekülünde, bağlanma ikilisi Cl:
H [:] Cl'ye doğru kaydırılır .
Bağlantı türü | Atomlar arası elektronik transfer |
İkilinin ortalama konumu [:] = bağlama ikilisi |
Model (bağlayıcı ikili = ——) |
---|---|---|---|
kovalent | Hayır | H [ : ] H | H —— H |
kovalent polarize veya iyono-kovalent |
kısmi | H [ : ] Cl | δ + H —— Cl δ - |
iyonik (elektrostatik çekim) |
Toplam | Na : Cl | Na + Cl - |
Ya sodyum Na'nın dioksijen içinde yanması:
4 , Na + O 2⟶ 2 Na 2 O.Eleman O elemanı çok daha elektronegatif Na : elektron transferi hemen hemen toplam olduğu; Na 2 O'ya başvurabiliriziyonik model: bu bileşik Na + ve O 2– iyonlarından oluşur .
Reaksiyonun redoks cinsinden yorumlanması bir sorun teşkil etmez:
Na = Na + + e - ; Na bir elektron kaybeder, oksitlenir, O + 2 e - = O 2– ; O elektronları yakalar, indirgenir. Hayali toplam transfer ( sanal )Gelen su molekülü , bağ elektronlar O atomu, en çok atanır elektronegatif . Su , yapay H + ve O 2– iyonlarından oluşan yapay bir iyonik bileşik haline gelir . Reaksiyon daha sonra önceki durumda olduğu gibi yorumlanır:
H = H + + e - ; H bir elektron kaybeder, oksitlenir, O + 2 e - = O 2– ; O elektron alır, azalır.Yükseltgenme sayısı (bir) veya oksidasyon derecesi (do) temsil yükü her hayali iyonu olarak kimyasal türler elemanın.
İfade edilir içinde Roma rakamları bir sorumlu ayırmak için gerçek iyonu .
H 2 O molekülünde :
Olarak simetrik moleküller , H 2ve O 2, her atomun yükü sıfırdır ve her bir elementin oksidasyon sayısı sıfırdır:
Reaksiyon sırasında:
Bu tanım, gerçek elektron alışverişleriyle sınırlı olandan daha geneldir. Hem kısmi transfere hem de toplam elektron transferine uygulanabilir.
Bir reaksiyon sırasında element sayılarında herhangi bir değişiklik gözlenmezse, bu reaksiyon bir yükseltgenme-indirgenme reaksiyonu değildir.
Örnek 1: H 2 (g)+ Cl2 (g)⟶ 2 HCl Reaktifler : (simetrik bir molekül durumunda)Sayıların varyasyonları, “Δn.o. », İndirgeyici maddelerden oksitleyici maddelere yük transferine karşılık gelir. Oksitleyiciler tarafından kazanılan toplam yük, bu nedenle, indirgeyici ajanlar tarafından verilen toplam yüke eşittir.
Misal: Aşağıdaki denklemi dengeleyin: a HCl + b O 2⟶ c Cl 2+ D , H 2 OÇarpanların a , b , c , d , vb. olduğu genel durumda . hepsi 1'den farklıysa , bu çarpanların en küçük ortak katını ( lcm ) p hesaplıyoruz .
Sonra şunu yazarız: a ∨ b ∨ c ∨ d ∨, vb. = p .
3. Bazı kimyasal bileşikleri adlandırınFormüllerin yazımı ve kimyasal bileşiklerin isimleri IUPAC tarafından kodlanmıştır .
Numaralar, isimlendirmede esas olarak bir elementin birkaç oksidasyon durumuna sahip olabileceği durumlarda kullanılır .
Bazı durumlar
3.1. tek atomlu katyonlarMonatomik katyonlar , elementin adından sonra artı işaretinin geldiği uygun yük numarası veya oksidasyon numarası ( Roma rakamı ) parantez içinde eklenerek adlandırılır . Adından önce "iyon" veya "katyon" terimi gelir.
Misal: Sodyum, kalsiyum ve alüminyum elementleri yalnızca bir derece oksidasyona sahiptir; bu nedenle katyonun yükü hakkında bir belirsizlik yoktur, isimden çıkarılabilir: Na + : sodyum iyonu; Ca2 + : kalsiyum iyonu; Al 3+ : alüminyum iyonu; eleman demir oksidasyon birkaç derece var Fe + 2 adı verilen demir iyonu demir ( II ) ve Fe + 3 olarak adlandırılan ferrik iyon demir ( III ). 3.2. katı bileşiklerGenel olarak konuşursak, kimyasal bileşiklerin isimleri bileşenlerinin oranlarına dayanır.
3.2.1 İyonik kristallerÖn açıklama: Bir kristali oluşturan iyonların oranları , bütünün elektriksel nötrlüğü koşuluyla belirlenir .
Kural: " mono- " öneki , karışıklığı önlemek dışında her zaman kullanılmaz .
CaCl 2 : kalsiyum diklorür; ikinci bir basitleştirme hala mümkündür:
Tavsiye: Bileşikler, oranların belirtilmesi gerekmeyecek şekilde elementler içeriyorsa, örneğin oksidasyon derecesi genellikle değişmez olduğunda, bu oranların sağlanmasına gerek yoktur .
CaCl 2Ca ve Cl elementlerinden oluşan tek bileşiktir: nom = kalsiyum klorür , kalsiyum diklorür tercih edilir.
oksit formülü | bileşenlerin oranı | Soyadı | hayali iyonik model | Fe numaralarına göre isim |
---|---|---|---|---|
Fe 2 O 3 | 2 atom Fe için 3 atom O | farklı trioksit | 2Fe 3+ 3O 2− | demir (III) oksit |
FeO | 1 atom Fe için 1 atom O | demir monoksit (CO ile karşılaştırıldığında: karbon monoksit) |
Fe 2+ O 2− | demir (II) oksit |
Fe 3 O 4 | 3 atom Fe için 4 atom O | trifer tetraoksit | Fe + 2 2Fe 3+ 4O 2 - bu ise karışık oksit |
demir (II) ve demir (III) oksit |