A transformação de uma substância em outra com a formação de novos compostos é chamada de reação química. Compreender esse processo é de grande importância para a vida das pessoas, porque com sua ajuda você pode obter uma enorme quantidade de substâncias necessárias e úteis que são encontradas na natureza em pequenas quantidades ou não existem em sua forma natural. Entre as variedades mais importantes estão as reações redox (abreviado OVR ou redox). Eles são caracterizados por uma mudança nos estados de oxidação de átomos ou íons.
Processos que ocorrem durante a reação
Durante a reação, ocorrem dois processos - oxidação e redução. O primeiro deles é caracterizado pela doação de elétrons por agentes redutores (doadores) com aumento do seu estado de oxidação, o segundo pela adição de elétrons por agentes oxidantes (aceptores) com diminuição do seu estado de oxidação. Os agentes redutores mais comuns são metais e compostos não metálicos no estado de oxidação mais baixo (sulfeto de hidrogênio, amônia). típicaos agentes oxidantes são halogênios, nitrogênio, oxigênio, bem como substâncias que contêm um elemento no estado de oxidação mais alto (ácido nítrico ou sulfúrico). Átomos, íons, moléculas podem doar ou ganhar elétrons.
Antes de 1777, havia a hipótese de que a oxidação resultava na perda de uma substância combustível invisível chamada flogisto. No entanto, a teoria da combustão criada por A. Lavoisier convenceu os cientistas de que a oxidação ocorre ao interagir com o oxigênio e a redução ocorre sob a ação do hidrogênio. Só depois de um tempo ficou claro que não apenas hidrogênio e oxigênio podem afetar as reações redox.
Oxidação
O processo de oxidação pode ocorrer nas fases líquida e gasosa, bem como na superfície dos sólidos. Um papel especial é desempenhado pela oxidação eletroquímica que ocorre em soluções ou derretimentos no ânodo (um eletrodo conectado ao pólo positivo da fonte de energia). Por exemplo, quando fluoretos são fundidos por eletrólise (a decomposição de uma substância em seus elementos constituintes em eletrodos), o agente oxidante inorgânico mais forte, o flúor, é obtido.
Outro exemplo clássico de oxidação é a combustão em ar e oxigênio puro. Várias substâncias são capazes desse processo: metais e não metais, compostos orgânicos e inorgânicos. De importância prática é a combustão do combustível, que é principalmente uma mistura complexa de hidrocarbonetos com pequenas quantidades de oxigênio, enxofre, nitrogênio e outros elementos.
Oxidante clássico –oxigênio
Uma substância simples ou composto químico no qual os átomos ligam elétrons é chamado de agente oxidante. Um exemplo clássico de tal substância é o oxigênio, que se transforma em óxidos após a reação. Mas também um agente oxidante nas reações redox é o ozônio, que é reduzido a substâncias orgânicas (por exemplo, cetonas e aldeídos), peróxidos, hipocloritos, cloratos, ácidos nítrico e sulfúrico, óxido de manganês e permanganato. É fácil ver que todas essas substâncias contêm oxigênio.
Outros oxidantes comuns
No entanto, a reação redox não é apenas um processo envolvendo oxigênio. Em vez disso, halogênios, cromo e até cátions metálicos e um íon hidrogênio (se se transformar em uma substância simples como resultado da reação) podem atuar como agentes oxidantes.
Quantos elétrons serão aceitos depende muito da concentração do agente oxidante, bem como da atividade do metal que interage com ele. Por exemplo, na reação do ácido nítrico concentrado com um metal (zinco), podem ser aceitos 3 elétrons, e na interação das mesmas substâncias, desde que o ácido esteja em uma forma muito diluída, já 8 elétrons.
Os oxidantes mais fortes
Todos os agentes oxidantes diferem na força de suas propriedades. Assim, o íon hidrogênio tem uma baixa capacidade de oxidação, enquanto o cloro atômico, formado em água régia (uma mistura de ácidos nítrico e clorídrico na proporção de 1:3), pode oxidar até ouro e platina.
O ácido selênico concentrado tem propriedades semelhantes. Isso o torna único entre outros ácidos orgânicos. Quando diluído, não é capaz de interagir com o ouro, mas ainda é mais forte que o ácido sulfúrico, podendo até oxidar outros ácidos, como o ácido clorídrico.
Outro exemplo de um agente oxidante forte é o permanganato de potássio. Ele interage com sucesso com compostos orgânicos e é capaz de quebrar fortes ligações de carbono. Óxido de cobre, ozoneto de césio, superóxido de césio, bem como difluoreto de xenônio, tetrafluoreto e hexafluoreto de xenônio também possuem alta atividade. Sua capacidade oxidante se deve ao alto potencial do eletrodo ao reagir em uma solução aquosa diluída.
No entanto, existem substâncias em que esse potencial é ainda maior. Entre as moléculas inorgânicas, o flúor é o agente oxidante mais forte, mas não é capaz de agir sobre o gás inerte xenônio sem calor e pressão adicionais. Mas isso é resolvido com sucesso pelo hexafluoreto de platina, difluorodióxido, difluoreto de criptônio, difluoreto de prata, sais de prata divalentes e algumas outras substâncias. Por sua capacidade única de reações redox, eles são classificados como oxidantes muito fortes.
Recuperação
Originalmente, o termo "recuperação" era sinônimo de desoxidação, ou seja, a privação de uma substância de oxigênio. No entanto, com o tempo, a palavra adquiriu um novo significado, significando a extração de metais de compostos que os contêm, bem como quaisquer transformações químicas nas quaisa parte eletronegativa de uma substância é substituída por um elemento carregado positivamente, como o hidrogênio.
A complexidade do processo depende em grande parte da afinidade química dos elementos no composto. Quanto mais fraco, mais fácil é a reação. Normalmente, a afinidade é mais fraca em compostos endotérmicos (o calor é absorvido durante a sua formação). A sua recuperação é bastante simples. Um exemplo notável disso são os explosivos.
Para uma reação envolvendo compostos exotérmicos (formados com a liberação de calor), uma forte fonte de energia, como uma corrente elétrica, deve ser aplicada.
Agentes redutores padrão
O agente redutor mais antigo e comum é o carvão. Ele se mistura com os óxidos de minério, quando aquecido, o oxigênio é liberado da mistura, que se combina com o carbono. O resultado é um pó, grânulos ou liga metálica.
Outro agente redutor comum é o hidrogênio. Também pode ser usado para minerar metais. Para fazer isso, os óxidos são obstruídos em um tubo através do qual passa uma corrente de hidrogênio. Basicamente, este método é aplicado ao cobre, chumbo, estanho, níquel ou cob alto. Você pode aplicá-lo ao ferro, mas a redução será incompleta e a água será formada. O mesmo problema é observado ao tentar tratar óxidos de zinco com hidrogênio, e é agravado ainda mais pela volatilidade do metal. O potássio e alguns outros elementos não são reduzidos pelo hidrogênio.
Características das reações em química orgânica
Em andamentoa partícula de redução aceita elétrons e, assim, diminui o número de oxidação de um de seus átomos. No entanto, é conveniente determinar a essência da reação alterando o estado de oxidação com a participação de compostos inorgânicos, enquanto na química orgânica é difícil calcular o número de oxidação, muitas vezes tem um valor fracionário.
Para navegar pelas reações redox envolvendo substâncias orgânicas, é preciso lembrar a seguinte regra: a redução ocorre quando um composto cede átomos de oxigênio e adquire átomos de hidrogênio, e vice-versa, a oxidação é caracterizada pela adição de oxigênio.
O processo de redução é de grande importância prática para a química orgânica. É ele que está na base da hidrogenação catalítica utilizada para fins laboratoriais ou industriais, em particular, a purificação de substâncias e sistemas de impurezas de hidrocarbonetos e oxigênio.
A reação pode ocorrer tanto em baixas temperaturas e pressões (até 100 graus Celsius e 1-4 atmosferas, respectivamente), quanto em altas temperaturas (até 400 graus e várias centenas de atmosferas). A produção de substâncias orgânicas requer instrumentos complexos para fornecer as condições adequadas.
Metais ativos do grupo da platina ou níquel não precioso, cobre, molibdênio e cob alto são usados como catalisadores. A última opção é mais econômica. A restauração ocorre devido à sorção simultânea do substrato e do hidrogênio com a facilitação da reação entre eles.
As reações de redução prossegueme dentro do corpo humano. Em alguns casos, eles podem ser úteis e até vitais, em outros podem levar a sérias consequências negativas. Por exemplo, compostos contendo nitrogênio no corpo são convertidos em aminas primárias, que, entre outras funções úteis, constituem substâncias proteicas que são o material de construção dos tecidos. Ao mesmo tempo, alimentos tingidos com anilina produzem compostos tóxicos.
Tipos de reações
Que tipo de reações redox, fica claro se você observar a presença de mudanças nos estados de oxidação. Mas dentro desse tipo de transformação química, existem variações.
Então, se moléculas de diferentes substâncias participam da interação, uma das quais inclui um átomo oxidante e a outra um agente redutor, a reação é considerada intermolecular. Neste caso, a equação da reação redox pode ser a seguinte:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
A equação mostra que os estados de oxidação do ferro e do hidrogênio mudam, enquanto fazem parte de substâncias diferentes.
Mas também existem reações redox intramoleculares, nas quais um átomo de um composto químico é oxidado e outro é reduzido, e novas substâncias são obtidas:
2H2O=2H2 + O2.
Um processo mais complexo ocorre quando o mesmo elemento atua como doador e aceptor de elétrons e forma vários novos compostos, que são incluídos em diferentes estados de oxidação. Tal processo é chamadodismutação ou desproporção. Um exemplo disso é a seguinte transformação:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
A partir da equação acima da reação redox, pode-se ver que o sal de Bertolet, no qual o cloro está no estado de oxidação de +5, se decompõe em dois componentes - cloreto de potássio com o estado de oxidação do cloro -1 e perclorato com um número de oxidação de +7. Acontece que o mesmo elemento simultaneamente aumentou e diminuiu seu estado de oxidação.
O inverso do processo de dismutação é a reação de coproporcionamento ou reproporcionamento. Nele, dois compostos, que contêm o mesmo elemento em diferentes estados de oxidação, reagem entre si para formar uma nova substância com um único número de oxidação:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Como você pode ver nos exemplos acima, em algumas equações, a substância é precedida por números. Eles mostram o número de moléculas envolvidas no processo e são chamados de coeficientes estequiométricos de reações redox. Para que a equação esteja correta, você precisa saber como organizá-las.
método E-balance
O equilíbrio nas reações redox é sempre preservado. Isso significa que o agente oxidante aceita exatamente tantos elétrons quantos foram liberados pelo agente redutor. Para compor corretamente uma equação para uma reação redox, você precisa seguir este algoritmo:
- Determine os estados de oxidação dos elementos antes e depois da reação. Por exemplo, emreação entre ácido nítrico e fósforo na presença de água produz ácido fosfórico e óxido nítrico: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NÃO. O hidrogênio em todos os compostos tem um estado de oxidação de +1 e o oxigênio tem -2. Para o nitrogênio, antes do início da reação, o número de oxidação é +5, e depois de +2, para o fósforo - 0 e +5, respectivamente.
- Marque os elementos em que o número de oxidação mudou (nitrogênio e fósforo).
- Compor equações eletrônicas: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Equalize o número de elétrons recebidos escolhendo o mínimo múltiplo comum e calculando o multiplicador (os números 3 e 5 são divisores para o número 15, respectivamente, o multiplicador para nitrogênio é 5 e para fósforo 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Adicione as semi-reações resultantes de acordo com as partes esquerda e direita: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15º=3Ø+5. Se tudo for feito corretamente neste estágio, os elétrons encolherão.
- Reescreva a equação completamente, anotando os coeficientes de acordo com o balanço eletrônico da reação redox: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Verifique se o número de elementos antes e depois da reação permanece o mesmo em todos os lugares e, se necessário, adicione coeficientes na frente de outras substâncias (neste exemplo, a quantidade de hidrogênio e oxigênio não se igualou, para que a equação de reação para parecer correta, você precisa adicionar um coeficiente na frente deágua): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NÃO.
Um método tão simples permite que você coloque os coeficientes corretamente e evite confusão.
Exemplos de reações
Um exemplo ilustrativo de uma reação redox é a interação do manganês com ácido sulfúrico concentrado, procedendo da seguinte forma:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
A reação redox prossegue com uma mudança nos estados de oxidação do manganês e do enxofre. Antes do início do processo, o manganês estava em um estado não ligado e tinha um estado de oxidação zero. Mas ao interagir com o enxofre, que faz parte do ácido, aumentou o estado de oxidação para +2, agindo assim como doador de elétrons. O enxofre, ao contrário, desempenhou o papel de aceptor, diminuindo o estado de oxidação de +6 para +4.
No entanto, também existem reações em que o manganês atua como aceptor de elétrons. Por exemplo, esta é a interação de seu óxido com ácido clorídrico, procedendo de acordo com a reação:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
A reação redox neste caso ocorre com uma diminuição no estado de oxidação do manganês de +4 para +2 e um aumento no estado de oxidação do cloro de -1 para 0.
Anteriormente, a oxidação do óxido de enxofre com óxido de nitrogênio na presença de água, que produzia 75% de ácido sulfúrico, era de grande importância prática:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
A reação redox costumava ser realizada em torres especiais, e o produto final era chamado de torre. Agora, esse método está longe de ser o único na produção de ácido, pois existem outros métodos modernos, por exemplo, contato usando catalisadores sólidos. Mas a obtenção de ácido pelo método de reação redox não tem apenas significado industrial, mas também histórico, pois foi precisamente esse processo que ocorreu espontaneamente no ar de Londres em dezembro de 1952.
O anticiclone trouxe então um clima excepcionalmente frio, e as pessoas da cidade começaram a usar muito carvão para aquecer suas casas. Como esse recurso era de baixa qualidade após a guerra, uma grande quantidade de dióxido de enxofre foi concentrada no ar, que reagiu com a umidade e o óxido de nitrogênio na atmosfera. Como resultado desse fenômeno, aumentou a mortalidade de crianças, idosos e portadores de doenças respiratórias. O evento recebeu o nome de Great Smog.
Assim, as reações redox são de grande importância prática. Compreender seu mecanismo permite que você entenda melhor os processos naturais e obtenha novas substâncias em laboratório.
