• Kaj so redoks reakcije?
• Značilnosti redoks reakcij
• Vrste redoks reakcij
• Primeri redoks reakcij
• Industrijske aplikacije

Pojasnimo, kaj so redoks reakcije, vrste, ki obstajajo, njihove uporabe, značilnosti in primere redoks reakcij.

Pri redoks reakcijah ena molekula izgubi elektrone, druga pa jih vzame.

Kaj so redoks reakcije?

V kemija, je znana kot redoks reakcije, oksidno-redukcijske reakcije ali redukcijsko-oksidacijske reakcije do kemičnih reakcij, pri katerih pride do izmenjave elektronov med atomi oz molekule vključeni.

Ta izmenjava se odraža v spremembi stanja oksidacija reagentov. Reaktant, ki odda elektrone, je podvržen oksidaciji, tisti, ki jih sprejme, pa redukciji.

Oksidacijsko stanje označuje količino elektronov, ki jih atom kemičnega elementa odda ali sprejme, ko je del kemijska reakcija. Lahko ga razlagamo tudi kot domnevno električni naboj ki bi ga imel določen atom, če bi bile vse njegove vezi z drugimi atomi popolnoma ionske. Imenuje se tudi oksidacijsko število oz Valencia.

Oksidacijsko stanje je izraženo v cela števila, pri čemer je oksidacijsko stanje za nevtralne elemente nič. Tako lahko sprejme pozitivne ali negativne vrednosti, odvisno od vrste atoma in reakcije, pri kateri sodeluje. Po drugi strani pa nekateri atomi Imajo spremenljivo oksidacijsko stanje, odvisno od reakcije, v kateri so vključeni.

Znati pravilno določiti stanje ali oksidacijsko število vsakega atoma v a kemična spojina Bistveno je razumeti in analizirati redoks reakcije. Obstajajo določena pravila, ki vam omogočajo izračun njihovih vrednosti:

• Oksidacijsko število nevtralnih elementov ali molekul je nič. Na primer: trdne kovine (Fe, Cu, Zn…), molekule (O2, N2, F2).
• The ioni spojine enega atoma imajo oksidacijsko število enako naboju. Na primer: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Fluor ima vedno oksidacijsko stanje -1, ker je najbolj elektronegativni element, ki obstaja (F–).
• Vodik ima vedno oksidacijsko število +1 (H +), z izjemo kovinskih hidridov (kalijev hidrid, KH), kjer ima oksidacijsko število -1 (H–).
• Kisik ima oksidacijsko število -2, z nekaj izjemami:
  • Ko tvori spojine s fluorom, ima oksidacijsko število 2+. Na primer: kisikov difluorid (OF2).
  • Ko tvori perokside, ima oksidacijsko število -1 (O22-). Na primer: vodikov peroksid (H2O2), natrijev peroksid (Na2O2).
  • Ko tvori superokside, ima oksidacijsko število -½ (O2–). Na primer: kalijev superoksid (KO2).
• Algebraična vsota oksidacijskih števil atomov, ki sestavljajo nevtralno spojino, je nič.
• Algebraična vsota oksidacijskih števil atomov, ki sestavljajo večatomski ion, je enaka naboju iona. Na primer: sulfatni anion (SO42-) ima oksidacijsko število -2, ki je enako vsoti oksidacijskih števil žvepla in kisika, vsako pomnoženo s količino vsakega atoma v spojini, v tem primeru ima eno atom žvepla in štirje atomi kisika.
• Oksidacijsko število nekaterih kemični elementi lahko se razlikujejo glede na nevtralno spojino ali ion, katerega del so. Nato je mogoče izračunati oksidacijsko število atoma v spojini, kot sledi:

Kje ne () pomeni oksidacijsko število, kemični element pa je v oklepaju.

Na ta način sta v vsaki redoks reakciji dve vrsti reaktantov, eden oddaja elektrone in drugi, ki jih sprejme:

• Oksidacijsko sredstvo. To je atom, ki zajame elektrone. V tem smislu se njegovo začetno oksidacijsko stanje zmanjša in pride do redukcije. Na ta način s pridobivanjem elektronov poveča svoj negativni električni naboj.
• Redukcijsko sredstvo. To je atom, ki se odpove elektronom in poveča svoje začetno oksidacijsko stanje, ki je podvržen oksidaciji. Na ta način poveča svoj pozitivni električni naboj z odpovedjo elektronom.

Nekatere kemikalije lahko oksidiramo in reduciramo hkrati. Ti elementi se imenujejo amfoliti, proces, v katerem se to zgodi, pa se imenuje amfolizacija.

Redoks reakcije so ena najpogostejših kemičnih reakcij v vesolje, saj so del procesov fotosinteza v rastline in od dihanje pri živalih, ki omogočajo kontinuiteto življenje.

Značilnosti redoks reakcij

Redoks reakcije so vsakodnevno povsod okoli nas. Oksidacija oz kovine, zgorevanje plina v kuhinji ali celo oksidacijo glukoze ATP v našem telesu je nekaj primerov.

V večini primerov redoks reakcije sproščajo znatno količino Energija.

Na splošno je vsaka redoks reakcija sestavljena iz dveh stopenj ali polovičnih reakcij. V eni od polovičnih reakcij pride do oksidacije (reaktant se oksidira), v drugi pa do redukcije (reaktant se reducira).

Celotna redoks reakcija, ki nastane kot rezultat algebračnega združevanja vseh polovičnih reakcij, se pogosto imenuje "globalna reakcija". Pomembno je omeniti, da je treba pri algebraični kombinaciji polreakcije prilagoditi tako maso kot naboj. To pomeni, da mora biti število elektronov, ki se sprostijo med oksidacijo, enako številu elektronov, pridobljenih med redukcijo, in masa vsakega reaktanta mora biti enaka masi vsakega produkta.

Na primer:

• Polovična reakcija redukcije. Zmanjšanje baker z zajemanjem dveh elektronov. Zmanjša njegovo oksidacijsko stanje.
  
• Polreakcija oksidacije. Oksidacija železa z izgubo dveh elektronov. Poveča njegovo oksidacijsko stanje.
  
  Globalni odziv:
  

Vrste redoks reakcij

Reakcije zgorevanja (redoks reakcije) sproščajo energijo, ki lahko ustvari gibanje.

Obstajajo različne vrste redoks reakcij, ki imajo različne značilnosti. Najpogostejše vrste so:

• Zgorevanje. Zgorevanje so redoks kemične reakcije, ki sproščajo znatno količino energije v obliki toplote Y svetloba. Te reakcije so hitre oksidacije, ki oddajajo veliko energije. Sproščeno energijo je mogoče nadzorovano uporabiti za ustvarjanje gibanja v avtomobilskih motorjih. Element, imenovan oksidant (ki se reducira in oksidira v gorivo) in gorivnega elementa (ki se oksidira in reducira v oksidant). Nekaj ​​primerov goriv sta bencin in plin, ki ga uporabljamo v naših kuhinjah, najbolj znan oksidant pa je plinasti kisik (O2).
• Oksidacija kovin. So reakcije počasnejše od zgorevanja. Običajno jih opisujejo kot razgradnjo določenih materialov, zlasti kovinskih, zaradi delovanja kisika nanje. Gre za svetovno znan in vsakdanji pojav, predvsem pri obalnih populacijah, kjer soli iz okolja pospešujejo (katalizirajo) reakcijo. Zato je treba avto, potem ko nas odpelje na plažo, očistiti vseh sledi slane vode.
• Nesorazmerje. Znane tudi kot dismutacijske reakcije, predstavljajo en sam reagent, ki se hkrati reducira in oksidira. Tipičen primer tega je razgradnja vodikovega peroksida (H2O2).
• Enostavno pomikanje. Imenujejo se tudi "preproste substitucijske reakcije", se pojavijo, ko dva elementa zamenjata svoja mesta v isti spojini. To pomeni, da en element nadomešča drugega na njegovem natančnem mestu v formuli in uravnoteži svoje električne naboje z drugimi atomi, kot je primerno. Primer je, kaj se zgodi, ko kovina izpodrine vodik v kislini in nastanejo soli, kot se zgodi, ko baterije okvare naprave.

Primeri redoks reakcij

Primerov redoks reakcij je zelo veliko. Poskusili bomo dati primer vsake od prej opisanih vrst:

• Zgorevanje oktana. Oktan je a ogljikovodik komponenta bencina, ki se uporablja za pogon motorja naših avtomobilov. Ko oktan reagira s kisikom, se oktan oksidira in kisik se zmanjša, pri čemer se kot posledica te reakcije sprosti velika količina energije. Ta sproščena energija se uporablja za ustvarjanje dela v motorju, pri čemer nastaja tudi ogljikov dioksid in vodna para. Enačba, ki predstavlja to reakcijo, je:
  
• Razpad vodikovega peroksida. Gre za dismutacijsko reakcijo, pri kateri se vodikov peroksid razgradi na svoje sestavne elemente, vodo in kisik. Pri tej reakciji se kisik reducira z zmanjšanjem njegovega oksidacijskega števila z -1 (H2O2) na -2 (H2O), oksidira pa se s povečanjem oksidacijskega števila z -1 (H2O2) na 0 (O2).
  
• Izpodrivanje srebra z bakrom. Gre za reakcijo premik preprost, v katerem lahko vidite, kako s potopitvijo drobca kovinskega bakra v raztopino srebrovega nitrata barva raztopina postane modra in na bakreni del se nanese tanek sloj kovinskega srebra. V tem primeru se del kovinskega bakra (Cu) pretvori v ion Cu2 +, kot del bakrovega (II) nitrata (Cu (NO3) 2), katerega raztopina ima lepo modro barvo. Po drugi strani se del kationa Ag +, ki je del srebrovega nitrata (AgNO3), pretvori v kovinsko srebro (Ag), ki se odlaga.
  
• Reakcija cinka z razredčeno klorovodikovo kislino. To je preprosta reakcija izpodrivanja, pri kateri vodik v HCl (aq) izpodriva cink, da nastane sol.
  
• Oksidacija železa. Kovinsko železo oksidira, ko pride v stik s kisikom iz zrak. To je vidno v vsakdanjem življenju, ko železni predmeti tvorijo plast rjave rje, ko so dalj časa izpostavljeni zraku. Pri tej reakciji se kovinsko železo (Fe), ki ima oksidacijsko stanje 0, pretvori v Fe3 +, to pomeni, da se njegovo oksidacijsko stanje poveča (oksidira). Zaradi tega se intuitivno ali pogovorno reče: železo rja.
  

Industrijske aplikacije

V elektrarnah so redoks reakcije sposobne premikati velike motorje.

Industrijske uporabe redoks reakcij so neskončne. Na primer, reakcije zgorevanja so idealne za proizvodnjo delo ki služi ustvarjanju premikanje v velikih motorjih, ki se uporabljajo v elektrarnah za proizvodnjo elektrika.

Postopek je sestavljen iz gorenja fosilna goriva za pridobivanje toplote in proizvodnjo vodna para v kotlu, potem se ta para uporablja za pogon velikih motorjev ali turbin. Po drugi strani pa se reakcije zgorevanja uporabljajo tudi za zagon motorja motornih vozil, ki uporabljajo fosilna goriva, kot so naši avtomobili.

Po drugi strani pa so redoks reakcije substitucije in izpodrivanja uporabne za pridobivanje določenih elementov v stanju čistosti, ki ga v narave. Na primer, srebro je zelo reaktivno. Čeprav ga redko najdemo čistega v mineralnem podzemlju, lahko visoko stopnjo čistosti dosežemo z redoks reakcijo. Enako se zgodi, ko gre za pridobivanje soli in drugega spojine.