• Kas ir redoksreakcijas?
• Redoksreakciju raksturojums
• Redoksreakciju veidi
• Redoksreakciju piemēri
• Rūpnieciskie pielietojumi

Mēs izskaidrojam, kas ir redoksreakcijas, pastāvošos veidus, to pielietojumu, īpašības un redoksreakciju piemērus.

Redoksreakcijās viena molekula zaudē elektronus, bet cita tos paņem.

Kas ir redoksreakcijas?

In ķīmija, sauc par redoksreakcijām, oksīdu reducēšanas reakcijām vai reducēšanas-oksidācijas reakcijām uz ķīmiskām reakcijām, kurās notiek elektroni starp atomiem vai molekulas iesaistīti.

Šī apmaiņa atspoguļojas stāvokļa maiņā oksidēšanās no reaģentiem. Reaģents, kas atdod elektronus, tiek oksidēts, bet tas, kas tos saņem, reducējas.

Oksidācijas stāvoklis norāda elektronu daudzumu, ko ķīmiskā elementa atoms atsakās vai pieņem, kad tas ir daļa no ķīmiskā elementa. ķīmiskā reakcija. To var arī interpretēt kā domāto elektriskais lādiņš kāds būtu noteiktam atomam, ja visas tā saites ar citiem atomiem būtu pilnībā jonu. To sauc arī par oksidācijas numuru vai Valensija.

Oksidācijas stāvoklis ir izteikts veseli skaitļi, kas neitrāliem elementiem ir nulle oksidācijas pakāpe. Tādējādi tas var iegūt pozitīvas vai negatīvas vērtības atkarībā no atoma veida un reakcijas, kurā tas piedalās. No otras puses, daži atomi Tiem ir mainīgi oksidācijas stāvokļi atkarībā no reakcijas, kurā tie ir iesaistīti.

Zināt, kā pareizi noteikt katra atoma stāvokli vai oksidācijas skaitli a ķīmiskais savienojums Ir svarīgi saprast un analizēt redoksreakcijas. Ir daži noteikumi, kas ļauj aprēķināt to vērtības:

• Neitrālu elementu vai molekulu oksidācijas skaitlis ir nulle. Piemēram: cietie metāli (Fe, Cu, Zn…), molekulas (O2, N2, F2).
• The joni viena atoma savienojumiem ir to oksidācijas skaitlis, kas vienāds ar to lādiņu. Piemēram: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Fluoram vienmēr ir oksidācijas pakāpe -1, jo tas ir elektronegatīvākais elements (F–).
• Ūdeņradim vienmēr ir oksidācijas numurs +1 (H+), izņemot metālu hidrīdus (kālija hidrīdu, KH), kur tam ir oksidācijas numurs -1 (H–).
• Skābeklim ir oksidācijas numurs -2, ar dažiem izņēmumiem:
  • Kad tas veido savienojumus ar fluoru, tam ir oksidācijas koeficients 2+. Piemēram: skābekļa difluorīds (OF2).
  • Kad tas veido peroksīdus, tam ir oksidācijas numurs -1 (O22-). Piemēram: ūdeņraža peroksīds (H2O2), nātrija peroksīds (Na2O2).
  • Kad tas veido superoksīdus, tam ir oksidācijas skaitlis -½ (O2–). Piemēram: kālija superoksīds (KO2).
• Neitrālu savienojumu veidojošo atomu oksidācijas skaitļu algebriskā summa ir nulle.
• To atomu oksidācijas skaitļu algebriskā summa, kas veido poliatomu jonu, ir vienāda ar jona lādiņu. Piemēram: sulfāta anjonam (SO42-) ir oksidācijas skaitlis -2, kas ir vienāds ar sēra un skābekļa oksidācijas skaitļu summu, katru reizinot ar katra atoma daudzumu savienojumā, šajā gadījumā tam ir viens sēra atoms un četri skābekļa atomi.
• Dažu oksidācijas skaitļi ķīmiskie elementi tie var atšķirties atkarībā no neitrālā savienojuma vai jona, kura daļa tie ir. Pēc tam savienojumā esošā atoma oksidācijas skaitli var aprēķināt šādi:

Kur Nē() nozīmē oksidācijas skaitli, un ķīmiskais elements ir atrodams iekavās.

Šādā veidā katrā redoksreakcijā ir divu veidu reaģenti, viens, kas atdod elektronus, un otrs, kas tos pieņem:

• Oksidētājs. Tas ir atoms, kas uztver elektronus. Šajā ziņā tā sākotnējais oksidācijas stāvoklis samazinās un tiek piedzīvots samazinājums. Tādā veidā tas palielina savu negatīvo elektrisko lādiņu, iegūstot elektronus.
• Reducējošs līdzeklis. Tas ir atoms, kas atsakās no elektroniem un palielina sākotnējo oksidācijas stāvokli, oksidējoties. Tādā veidā tas palielina savu pozitīvo elektrisko lādiņu, atsakoties no elektroniem.

Dažas ķīmiskās vielas var vienlaikus oksidēt un reducēt. Šos elementus sauc par amfolītiem, un procesu, kurā tas notiek, sauc par amholizāciju.

Redoksreakcijas ir viena no visizplatītākajām ķīmiskajām reakcijām Visums, jo tie ir daļa no procesiem fotosintēze iekš augi un no elpošana dzīvniekiem, kas nodrošina nepārtrauktību dzīvi.

Redoksreakciju raksturojums

Redox reakcijas ir mums visapkārt katru dienu. Oksidācija metāli, degšana gāze virtuvē vai pat glikozes oksidēšana, lai iegūtu ATP mūsu ķermenī ir daži piemēri.

Vairumā gadījumu redoksreakcijās izdalās ievērojams daudzums Enerģija.

Parasti katra redoksreakcija sastāv no diviem posmiem vai pusreakcijām. Vienā no pusreakcijām notiek oksidēšanās (reaģents tiek oksidēts), bet otrā notiek reducēšanās (reaģents tiek reducēts).

Kopējo redoksreakciju, kas tiek iegūta visu pusreakciju algebriskās apvienošanas rezultātā, bieži sauc par “globālo reakciju”. Ir svarīgi atzīmēt, ka, ja pusreakcijas tiek kombinētas algebriski, ir jāpielāgo gan masa, gan lādiņš. Tas ir, oksidācijas laikā atbrīvoto elektronu skaitam jābūt tādam pašam kā reducēšanas laikā iegūto elektronu skaitam, un katra reaģenta masai jābūt vienādai ar katra produkta masu.

Piemēram:

• Pusreakcijas samazināšana. Samazinājums varš satverot divus elektronus. Samazina tā oksidācijas pakāpi.
  
• Oksidācijas pusreakcija. Dzelzs oksidēšanās, zaudējot divus elektronus. Palielina tā oksidācijas pakāpi.
  
  Globālā reakcija:
  

Redoksreakciju veidi

Degšanas reakcijas (redoksreakcijas) atbrīvo enerģiju, kas var radīt kustību.

Ir dažādi redoksreakciju veidi, kuriem ir dažādas īpašības. Visizplatītākie veidi ir:

• Degšana. Degšana ir ķīmiskās redoksreakcijas, kas atbrīvo ievērojamu enerģijas daudzumu karstums Y gaisma. Šīs reakcijas ir ātras oksidācijas, kas izdala daudz enerģijas. Atbrīvoto enerģiju var kontrolēti izmantot, lai radītu kustību automašīnu dzinējos. Elements, ko sauc oksidētājs (kas tiek reducēts un oksidēts līdz degvielai) un degvielas elements (kas tiek oksidēts un reducēts līdz oksidētājam). Daži degvielas piemēri ir benzīns un gāze, ko izmantojam savās virtuvēs, savukārt pazīstamākais oksidētājs ir gāzveida skābeklis (O2).
• Oksidācija no metāliem. Tās ir reakcijas, kas ir lēnākas nekā sadegšana. Tos parasti raksturo kā noteiktu materiālu, īpaši metālisku, noārdīšanos, iedarbojoties uz tiem skābekli. Tā ir pasaulē zināma un ikdienišķa parādība, īpaši piekrastes populācijās, kur vides sāļi paātrina (katalizē) reakciju. Tāpēc automašīna pēc tam, kad mūs nogādāja pludmalē, ir jāattīra no visām sālsūdens pēdām.
• Nesamērība. Zināmas arī kā dismutācijas reakcijas, tās rada vienu reaģentu, kas tiek reducēts un oksidēts vienlaikus. Tipisks tās gadījums ir ūdeņraža peroksīda (H2O2) sadalīšanās.
• Vienkārša ritināšana. To sauc arī par "vienkāršām aizvietošanas reakcijām", tās notiek, kad divi elementi apmainās ar attiecīgajām vietām vienā savienojumā. Tas ir, viens elements aizstāj citu tā precīzajā vietā formulā, attiecīgi līdzsvarojot to attiecīgos elektriskos lādiņus ar citiem atomiem. Piemērs ir tas, kas notiek, kad metāls izspiež ūdeņradi skābē un veidojas sāļi, kā tas notiek tad baterijas ierīce sabojājas.

Redoksreakciju piemēri

Redoksreakciju piemēri ir ļoti daudz. Mēs centīsimies sniegt piemēru katram no iepriekš aprakstītajiem veidiem:

• Oktānskaitļa sadegšana. Oktānskaitlis ir a ogļūdeņradis benzīna sastāvdaļa, ko izmanto mūsu automašīnu dzinēja darbināšanai. Oktānam reaģējot ar skābekli, oktānskaitlis tiek oksidēts un skābeklis tiek reducēts, šīs reakcijas rezultātā atbrīvojot lielu enerģijas daudzumu. Šī atbrīvotā enerģija tiek izmantota, lai radītu darbu dzinējā, radot arī oglekļa dioksīdu un ūdens tvaikus. Vienādojums, kas attēlo šo reakciju, ir šāds:
  
• Ūdeņraža peroksīda sadalīšanās. Tā ir dismutācijas reakcija, kurā ūdeņraža peroksīds sadalās tā sastāvā esošajos elementos – ūdenī un skābeklī. Šajā reakcijā skābeklis tiek samazināts, samazinot tā oksidācijas skaitli no -1 (H2O2) līdz -2 (H2O), un tas tiek oksidēts, palielinot oksidācijas skaitli no -1 (H2O2) līdz 0 (O2).
  
• Sudraba pārvietošana ar varu. Tā ir reakcija uz pārvietošanās vienkāršs, kurā var redzēt, kā, iegremdējot metāliskā vara fragmentu sudraba nitrāta šķīdumā, krāsa šķīduma krāsa kļūst zila, un uz vara fragmenta nogulsnējas plāns metāliskā sudraba slānis. Šajā gadījumā daļa no metāliskā vara (Cu) tiek pārveidota par Cu2 + jonu kā daļa no vara (II) nitrāta (Cu (NO3) 2), kura šķīdumam ir skaista zila krāsa. No otras puses, daļa no Ag + katjona, kas ir daļa no sudraba nitrāta (AgNO3), tiek pārveidota par metālisku sudrabu (Ag), kas tiek nogulsnēts.
  
• Cinka reakcija ar atšķaidītu sālsskābi. Tā ir vienkārša pārvietošanas reakcija, kurā ūdeņradis HCl (aq) tiek izspiests ar cinku, veidojot sāli.
  
• Dzelzs oksidēšana. Metāla dzelzs oksidējas, nonākot saskarē ar skābekli no gaiss. To var redzēt ikdienā, kad dzelzs priekšmeti, ilgstoši pakļaujoties gaisa iedarbībai, veido brūnas rūsas slāni. Šajā reakcijā metāliskais dzelzs (Fe), kura oksidācijas pakāpe ir 0, tiek pārveidots par Fe3 +, tas ir, tā oksidācijas pakāpe palielinās (tas oksidējas). Šī iemesla dēļ intuitīvi vai sarunvalodā saka: dzelzs rūsē.
  

Rūpnieciskie pielietojumi

Elektrostacijās redoksreakcijas spēj pārvietot lielus motorus.

Redoksreakciju rūpnieciskās pielietošanas iespējas ir bezgalīgas. Piemēram, degšanas reakcijas ir ideāli piemērotas ražošanai darbs kas kalpo ģenerēšanai kustība lielajos motoros, ko izmanto spēkstacijās ražošanai elektrība.

Process sastāv no dedzināšanas fosilais kurināmais lai iegūtu siltumu un ražotu ūdens tvaiks katlā, tad šo tvaiku izmanto lielu dzinēju vai turbīnu darbināšanai. No otras puses, degšanas reakcijas tiek izmantotas arī tādu mehānisko transportlīdzekļu dzinēju darbināšanai, kuri izmanto fosilo kurināmo, piemēram, mūsu automašīnām.

No otras puses, aizvietošanas un pārvietošanas redoksreakcijas ir noderīgas, lai iegūtu noteiktus elementus tīrā stāvoklī, kas nav bieži redzams dabu. Piemēram, sudrabs ir ļoti reaģējošs. Lai gan tas ir reti sastopams tīrā minerālu apakšaugsnē, augstu tīrības pakāpi var iegūt redoksreakcijā. Tas pats notiek, ja runa ir par sāļu un citu iegūšanu savienojumi.