Perubahan suatu zat menjadi zat lain dengan terbentuknya senyawa baru disebut reaksi kimia. Memahami proses ini sangat penting bagi kehidupan manusia, karena dengan bantuannya Anda bisa mendapatkan sejumlah besar zat yang diperlukan dan bermanfaat yang ditemukan di alam dalam jumlah kecil atau tidak ada sama sekali dalam bentuk alaminya. Di antara varietas yang paling penting adalah reaksi redoks (disingkat OVR atau redoks). Mereka dicirikan oleh perubahan bilangan oksidasi atom atau ion.
Proses yang terjadi selama reaksi
Selama reaksi, dua proses berlangsung - oksidasi dan reduksi. Yang pertama dicirikan oleh sumbangan elektron oleh zat pereduksi (donor) dengan peningkatan bilangan oksidasinya, yang kedua dengan penambahan elektron oleh zat pengoksidasi (akseptor) dengan penurunan bilangan oksidasinya. Zat pereduksi yang paling umum adalah logam dan senyawa non-logam dalam keadaan oksidasi terendah (hidrogen sulfida, amonia). khaszat pengoksidasi adalah halogen, nitrogen, oksigen, serta zat yang mengandung unsur dalam keadaan oksidasi tertinggi (asam nitrat atau sulfat). Atom, ion, molekul dapat menyumbangkan atau memperoleh elektron.
Sebelum 1777, dihipotesiskan bahwa oksidasi mengakibatkan hilangnya zat mudah terbakar yang tidak terlihat yang disebut phlogiston. Namun, teori pembakaran yang diciptakan oleh A. Lavoisier meyakinkan para ilmuwan bahwa oksidasi terjadi ketika berinteraksi dengan oksigen, dan reduksi terjadi di bawah aksi hidrogen. Hanya setelah beberapa saat menjadi jelas bahwa tidak hanya hidrogen dan oksigen yang dapat mempengaruhi reaksi redoks.
Oksidasi
Proses oksidasi dapat terjadi pada fase cair dan gas, serta pada permukaan padatan. Peran khusus dimainkan oleh oksidasi elektrokimia yang terjadi dalam larutan atau lelehan di anoda (elektroda yang terhubung ke kutub positif sumber listrik). Misalnya, ketika fluorida dilebur dengan elektrolisis (penguraian suatu zat menjadi unsur-unsur penyusunnya pada elektroda), zat pengoksidasi anorganik terkuat, fluor, diperoleh.
Contoh klasik lain dari oksidasi adalah pembakaran di udara dan oksigen murni. Berbagai zat mampu melakukan proses ini: logam dan non-logam, senyawa organik dan anorganik. Kepentingan praktis adalah pembakaran bahan bakar, yang sebagian besar merupakan campuran kompleks hidrokarbon dengan sejumlah kecil oksigen, belerang, nitrogen, dan elemen lainnya.
Pengoksidasi klasik –oksigen
Suatu zat sederhana atau senyawa kimia yang atom-atomnya mengikat elektron disebut zat pengoksidasi. Contoh klasik dari zat semacam itu adalah oksigen, yang berubah menjadi oksida setelah reaksi. Tetapi juga zat pengoksidasi dalam reaksi redoks adalah ozon, yang direduksi menjadi zat organik (misalnya, keton dan aldehida), peroksida, hipoklorit, klorat, asam nitrat dan sulfat, oksida mangan dan permanganat. Sangat mudah untuk melihat bahwa semua zat ini mengandung oksigen.
Pengoksidasi umum lainnya
Namun, reaksi redoks bukan hanya proses yang melibatkan oksigen. Sebaliknya, halogen, kromium, dan bahkan kation logam dan ion hidrogen (jika berubah menjadi zat sederhana sebagai hasil reaksi) dapat bertindak sebagai zat pengoksidasi.
Berapa banyak elektron yang akan diterima sangat tergantung pada konsentrasi zat pengoksidasi, serta pada aktivitas logam yang berinteraksi dengannya. Misalnya, dalam reaksi asam nitrat pekat dengan logam (seng), 3 elektron dapat diterima, dan dalam interaksi zat yang sama, asalkan asam dalam bentuk yang sangat encer, sudah 8 elektron.
Pengoksidasi terkuat
Semua zat pengoksidasi berbeda dalam kekuatan sifatnya. Jadi, ion hidrogen memiliki kemampuan pengoksidasi yang rendah, sedangkan atom klorin, yang terbentuk dalam aqua regia (campuran asam nitrat dan asam klorida dalam perbandingan 1:3), bahkan dapat mengoksidasi emas dan platina.
Asam selenat pekat memiliki sifat yang mirip. Ini membuatnya unik di antara asam organik lainnya. Ketika diencerkan, tidak dapat berinteraksi dengan emas, tetapi masih lebih kuat dari asam sulfat, dan bahkan dapat mengoksidasi asam lain, seperti asam klorida.
Contoh lain dari zat pengoksidasi kuat adalah kalium permanganat. Ia berhasil berinteraksi dengan senyawa organik dan mampu memutuskan ikatan karbon yang kuat. Tembaga oksida, cesium ozonide, cesium superoxide, serta xenon difluoride, tetrafluoride dan xenon hexafluoride juga memiliki aktivitas yang tinggi. Kemampuan oksidasinya disebabkan oleh potensial elektroda yang tinggi ketika bereaksi dalam larutan encer.
Namun, ada zat di mana potensi ini bahkan lebih tinggi. Di antara molekul anorganik, fluor adalah zat pengoksidasi terkuat, tetapi tidak dapat bekerja pada gas xenon inert tanpa panas dan tekanan tambahan. Tetapi ini berhasil diatasi dengan platinum heksafluorida, difluorodioksida, kripton difluorida, perak difluorida, garam perak divalen dan beberapa zat lainnya. Karena kemampuannya yang unik untuk reaksi redoks, mereka diklasifikasikan sebagai pengoksidasi yang sangat kuat.
Pemulihan
Awalnya, istilah "pemulihan" identik dengan deoksidasi, yaitu kekurangan zat oksigen. Namun, seiring waktu, kata tersebut memperoleh arti baru, itu berarti ekstraksi logam dari senyawa yang mengandungnya, serta setiap transformasi kimia di manabagian elektronegatif suatu zat digantikan oleh unsur bermuatan positif, seperti hidrogen.
Kerumitan proses sangat bergantung pada afinitas kimia unsur-unsur dalam senyawa. Semakin lemah, semakin mudah reaksi dilakukan. Biasanya, afinitas lebih lemah pada senyawa endotermik (panas diserap selama pembentukannya). Pemulihan mereka cukup sederhana. Contoh mencolok dari hal ini adalah bahan peledak.
Agar reaksi yang melibatkan senyawa eksotermik (terbentuk dengan pelepasan panas), sumber energi yang kuat, seperti arus listrik, harus diterapkan.
Agen pereduksi standar
Agen pereduksi yang paling kuno dan umum adalah batu bara. Ini bercampur dengan oksida bijih, ketika dipanaskan, oksigen dilepaskan dari campuran, yang bergabung dengan karbon. Hasilnya adalah bubuk, butiran atau paduan logam.
Agen pereduksi umum lainnya adalah hidrogen. Ini juga dapat digunakan untuk menambang logam. Untuk melakukan ini, oksida disumbat ke dalam tabung tempat aliran hidrogen dilewatkan. Pada dasarnya, metode ini diterapkan pada tembaga, timah, timah, nikel atau kob alt. Anda dapat menerapkannya pada besi, tetapi pengurangannya tidak akan sempurna dan air akan terbentuk. Masalah yang sama diamati ketika mencoba untuk memperlakukan seng oksida dengan hidrogen, dan ini lebih diperparah oleh volatilitas logam. Kalium dan beberapa elemen lainnya tidak direduksi oleh hidrogen sama sekali.
Fitur reaksi dalam kimia organik
Sedang berlangsungpartikel reduksi menerima elektron dan dengan demikian menurunkan bilangan oksidasi salah satu atomnya. Namun, lebih mudah untuk menentukan esensi reaksi dengan mengubah bilangan oksidasi dengan partisipasi senyawa anorganik, sedangkan dalam kimia organik sulit untuk menghitung bilangan oksidasi, seringkali memiliki nilai pecahan.
Untuk menavigasi reaksi redoks yang melibatkan zat organik, Anda perlu mengingat aturan berikut: reduksi terjadi ketika senyawa melepaskan atom oksigen dan memperoleh atom hidrogen, dan sebaliknya, oksidasi ditandai dengan penambahan oksigen.
Proses reduksi sangat penting secara praktis untuk kimia organik. Dialah yang mendasari hidrogenasi katalitik yang digunakan untuk keperluan laboratorium atau industri, khususnya pemurnian zat dan sistem dari pengotor hidrokarbon dan oksigen.
Reaksi dapat berlangsung baik pada suhu dan tekanan rendah (masing-masing hingga 100 derajat Celcius dan 1-4 atmosfer), dan pada suhu tinggi (hingga 400 derajat dan beberapa ratus atmosfer). Produksi zat organik membutuhkan instrumen yang kompleks untuk menyediakan kondisi yang tepat.
Logam golongan platina aktif atau nikel, tembaga, molibdenum dan kob alt digunakan sebagai katalis. Opsi terakhir lebih ekonomis. Restorasi terjadi karena penyerapan simultan substrat dan hidrogen dengan fasilitasi reaksi antara mereka.
Reaksi reduksi berlangsungdan di dalam tubuh manusia. Dalam beberapa kasus, mereka dapat berguna dan bahkan vital, dalam kasus lain mereka dapat menyebabkan konsekuensi negatif yang serius. Misalnya, senyawa yang mengandung nitrogen dalam tubuh diubah menjadi amina primer, yang, di antara fungsi bermanfaat lainnya, merupakan zat protein yang merupakan bahan pembangun jaringan. Pada saat yang sama, makanan yang diwarnai dengan anilin menghasilkan senyawa beracun.
Jenis reaksi
Apa jenis reaksi redoks, menjadi jelas jika Anda melihat adanya perubahan bilangan oksidasi. Tetapi dalam jenis transformasi kimia ini, ada variasi.
Jadi, jika molekul zat yang berbeda berpartisipasi dalam interaksi, salah satunya termasuk atom pengoksidasi, dan yang lainnya adalah zat pereduksi, reaksi tersebut dianggap antarmolekul. Dalam hal ini, persamaan reaksi redoks dapat menjadi sebagai berikut:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
Persamaan tersebut menunjukkan bahwa bilangan oksidasi besi dan hidrogen berubah, padahal keduanya merupakan bagian dari zat yang berbeda.
Tetapi ada juga reaksi redoks intramolekul, di mana satu atom dalam senyawa kimia dioksidasi dan yang lain direduksi, dan diperoleh zat baru:
2H2O=2H2 + O2.
Proses yang lebih kompleks terjadi ketika unsur yang sama bertindak sebagai donor dan akseptor elektron dan membentuk beberapa senyawa baru, yang termasuk dalam keadaan oksidasi yang berbeda. Proses seperti ini disebutdismutasi atau disproporsionasi. Contohnya adalah transformasi berikut:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
Dari persamaan reaksi redoks di atas, dapat dilihat bahwa garam Bertolet, di mana klor dalam keadaan oksidasi +5, terurai menjadi dua komponen - kalium klorida dengan keadaan oksidasi klor -1 dan perklorat dengan bilangan oksidasi +7. Ternyata unsur yang sama secara bersamaan meningkatkan dan menurunkan bilangan oksidasinya.
Kebalikan dari proses dismutasi adalah reaksi koproporsionasi atau reproporsionasi. Di dalamnya, dua senyawa, yang mengandung unsur yang sama dalam keadaan oksidasi yang berbeda, bereaksi satu sama lain untuk membentuk zat baru dengan bilangan oksidasi tunggal:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Seperti yang Anda lihat dari contoh di atas, dalam beberapa persamaan, zat didahului oleh angka. Mereka menunjukkan jumlah molekul yang terlibat dalam proses dan disebut koefisien stoikiometrik reaksi redoks. Agar persamaan menjadi benar, Anda perlu mengetahui cara menyusunnya.
Metode e-balance
Keseimbangan dalam reaksi redoks selalu dipertahankan. Ini berarti bahwa zat pengoksidasi menerima elektron sebanyak yang diberikan oleh zat pereduksi. Untuk membuat persamaan reaksi redoks dengan benar, Anda harus mengikuti algoritma ini:
- Tentukan bilangan oksidasi unsur sebelum dan sesudah reaksi. Misalnya, direaksi antara asam nitrat dan fosfor dengan adanya air menghasilkan asam fosfat dan oksida nitrat: HNO3 + P + H2O=H 3PO4 + TIDAK. Hidrogen dalam semua senyawa memiliki bilangan oksidasi +1, dan oksigen memiliki -2. Untuk nitrogen, sebelum reaksi dimulai, bilangan oksidasi adalah +5, dan setelah berlangsung +2, masing-masing untuk fosfor - 0 dan +5.
- Tandai unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi (nitrogen dan fosfor).
- Tulis persamaan elektronik: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Menyamakan jumlah elektron yang diterima dengan memilih kelipatan persekutuan terkecil dan menghitung pengali (angka 3 dan 5 adalah pembagi untuk angka 15, pengali untuk nitrogen adalah 5, dan untuk fosfor 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Tambahkan hasil setengah reaksi menurut bagian kiri dan kanan: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15=3Р+5. Jika semuanya dilakukan dengan benar pada tahap ini, elektron akan menyusut.
- Tulis ulang persamaan secara lengkap, tuliskan koefisien sesuai dengan keseimbangan elektronik dari reaksi redoks: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Periksa apakah jumlah unsur sebelum dan sesudah reaksi tetap sama di semua tempat, dan jika perlu, tambahkan koefisien di depan zat lain (dalam contoh ini, jumlah hidrogen dan oksigen tidak sama, agar persamaan reaksi agar terlihat benar, Anda perlu menambahkan koefisien di depanair): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Metode sederhana seperti itu memungkinkan Anda menempatkan koefisien dengan benar dan menghindari kebingungan.
Contoh reaksi
Contoh ilustrasi reaksi redoks adalah interaksi mangan dengan asam sulfat pekat, dengan urutan sebagai berikut:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
Reaksi redoks berlangsung dengan perubahan bilangan oksidasi mangan dan belerang. Sebelum memulai proses, mangan berada dalam keadaan tidak terikat dan memiliki keadaan oksidasi nol. Tetapi ketika berinteraksi dengan belerang, yang merupakan bagian dari asam, ia meningkatkan keadaan oksidasi menjadi +2, sehingga bertindak sebagai donor elektron. Sulfur, sebaliknya, berperan sebagai akseptor, menurunkan bilangan oksidasi dari +6 menjadi +4.
Namun, ada juga reaksi di mana mangan bertindak sebagai akseptor elektron. Misalnya, ini adalah interaksi oksidanya dengan asam klorida, berlangsung menurut reaksi:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
Reaksi redoks dalam hal ini berlangsung dengan penurunan bilangan oksidasi mangan dari +4 menjadi +2 dan peningkatan bilangan oksidasi klorin dari -1 menjadi 0.
Sebelumnya, oksidasi sulfur oksida dengan nitrogen oksida dengan adanya air, yang menghasilkan 75% asam sulfat, sangat penting secara praktis:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
Reaksi redoks dulu dilakukan di menara khusus, dan produk akhirnya disebut menara. Sekarang metode ini jauh dari satu-satunya dalam produksi asam, karena ada metode modern lainnya, misalnya, kontak menggunakan katalis padat. Tetapi memperoleh asam dengan metode reaksi redoks tidak hanya memiliki arti industri, tetapi juga sejarah, karena proses seperti itulah yang terjadi secara spontan di udara London pada bulan Desember 1952.
Anticyclone kemudian membawa cuaca yang sangat dingin, dan penduduk kota mulai menggunakan banyak batu bara untuk memanaskan rumah mereka. Karena sumber daya ini berkualitas buruk setelah perang, sejumlah besar sulfur dioksida terkonsentrasi di udara, yang bereaksi dengan uap air dan nitrogen oksida di atmosfer. Akibat fenomena ini, angka kematian bayi, orang tua, dan penderita penyakit saluran pernapasan meningkat. Peristiwa tersebut diberi nama Great Smog.
Jadi, reaksi redoks sangat penting secara praktis. Memahami mekanisme mereka memungkinkan Anda untuk lebih memahami proses alami dan mencapai zat baru di laboratorium.
