• Kas yra redokso reakcijos?
• Redokso reakcijų charakteristikos
• Redokso reakcijų tipai
• Redokso reakcijų pavyzdžiai
• Pramoniniai pritaikymai

Mes paaiškiname, kas yra redokso reakcijos, egzistuojančios rūšys, jų pritaikymas, ypatybės ir redokso reakcijų pavyzdžiai.

Redokso reakcijose viena molekulė praranda elektronus, o kita juos pasiima.

Kas yra redokso reakcijos?

Į chemija, yra žinomos kaip redokso reakcijos, oksido redukcijos reakcijos arba redukcijos-oksidacijos reakcijos į chemines reakcijas, kurių metu keičiasi elektronų tarp atomų arba molekules dalyvauja.

Šie mainai atsispindi būsenos pasikeitime oksidacija reagentų. Reagentas, kuris atiduoda elektronus, oksiduojasi, o tas, kuris juos priima, redukuoja.

Oksidacijos būsena rodo elektronų kiekį, kurį cheminio elemento atomas atsisako arba priima, kai yra jo dalis. cheminė reakcija. Jis taip pat gali būti interpretuojamas kaip tariamas elektros krūvis kurį turėtų tam tikras atomas, jei visi jo ryšiai su kitais atomais būtų visiškai joniniai. Taip pat vadinamas oksidacijos numeriu arba Valensija.

Oksidacijos būsena išreiškiama sveikieji skaičiai, neutralių elementų oksidacijos būsena yra lygi nuliui. Taigi, priklausomai nuo atomo tipo ir reakcijos, kurioje jis dalyvauja, jis gali turėti teigiamų arba neigiamų verčių. Kita vertus, kai kurie atomai Jie turi kintamą oksidacijos būseną, priklausomai nuo reakcijos, kurioje jie dalyvauja.

Žinoti, kaip teisingai nustatyti kiekvieno a atomo būseną arba oksidacijos skaičių cheminis junginys Labai svarbu suprasti ir analizuoti redokso reakcijas. Yra tam tikros taisyklės, leidžiančios apskaičiuoti jų vertes:

• Neutralių elementų arba molekulių oksidacijos skaičius yra lygus nuliui. Pavyzdžiui: kietieji metalai (Fe, Cu, Zn…), molekulės (O2, N2, F2).
• The jonų vieno atomo junginių oksidacijos skaičius yra lygus jų krūviui. Pavyzdžiui: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Fluoras visada turi -1 oksidacijos būseną, nes tai yra labiausiai elektronegatyvus elementas (F–).
• Vandenilio oksidacijos skaičius visada yra +1 (H +), išskyrus metalų hidridus (kalio hidridas, KH), kur jo oksidacijos skaičius yra -1 (H–).
• Deguonis turi oksidacijos numerį -2, su keliomis išimtimis:
  • Kai jis sudaro junginius su fluoru, jo oksidacijos skaičius yra 2+. Pavyzdžiui: deguonies difluoridas (OF2).
  • Kai susidaro peroksidai, jo oksidacijos skaičius yra -1 (O22-). Pavyzdžiui: vandenilio peroksidas (H2O2), natrio peroksidas (Na2O2).
  • Kai susidaro superoksidai, jo oksidacijos skaičius yra -½ (O2–). Pavyzdžiui: kalio superoksidas (KO2).
• Atomų, sudarančių neutralų junginį, oksidacijos skaičių algebrinė suma yra lygi nuliui.
• Atomų, sudarančių poliatominį joną, oksidacijos skaičių algebrinė suma yra lygi jono krūviui. Pavyzdžiui: sulfato anijonas (SO42-) turi oksidacijos skaičių -2, kuris yra lygus sieros ir deguonies oksidacijos skaičių sumai, kiekvienas padaugintas iš kiekvieno junginio atomo kiekio, šiuo atveju jis turi vieną sieros atomas ir keturi deguonies atomai.
• Kai kurių oksidacijos skaičiai cheminiai elementai jie gali skirtis priklausomai nuo neutralaus junginio ar jono, kurio dalis jie yra. Tada galima apskaičiuoti junginio atomo oksidacijos skaičių taip:

Kur ne () reiškia oksidacijos skaičių, o cheminis elementas yra skliausteliuose.

Tokiu būdu kiekvienoje redokso reakcijoje yra dviejų tipų reagentai: vienas atiduoda elektronus, o kitas juos priima:

• Oksidatorius. Tai atomas, kuris fiksuoja elektronus. Šia prasme jo pradinė oksidacijos būsena mažėja ir patiriamas redukcija. Tokiu būdu jis padidina savo neigiamą elektros krūvį, įgydamas elektronų.
• Reduktorius. Tai atomas, kuris atiduoda elektronus ir padidina pradinę oksidacijos būseną, vyksta oksidacija. Tokiu būdu jis padidina savo teigiamą elektros krūvį, atsisakydamas elektronų.

Kai kurios cheminės medžiagos gali būti oksiduojamos ir redukuojamos tuo pačiu metu. Šie elementai vadinami amfolitais, o procesas, kurio metu tai vyksta, vadinamas amfolizacija.

Redokso reakcijos yra viena iš labiausiai paplitusių cheminių reakcijų visata, nes jie yra procesų dalis fotosintezė viduje konors augalai ir iš kvėpavimas gyvūnams, kurie leidžia tęstinumą gyvenimą.

Redokso reakcijų charakteristikos

Redokso reakcijos mus supa kiekvieną dieną. Oksidacija metalai, degimo dujos virtuvėje arba net gliukozės oksidacija ATP mūsų kūne yra keletas pavyzdžių.

Daugeliu atvejų redokso reakcijos išskiria didelį kiekį Energija.

Paprastai kiekviena redokso reakcija susideda iš dviejų etapų arba pusinių reakcijų. Vienoje iš pusinių reakcijų vyksta oksidacija (reagentas oksiduojasi), o kitoje – redukcija (reagentas redukuojamas).

Bendra redokso reakcija, kuri gaunama sujungus visas pusines reakcijas algebriškai, dažnai vadinama „globalia reakcija“. Svarbu pažymėti, kad kai pusreakcijos derinamos algebriškai, reikia koreguoti ir masę, ir krūvį. Tai reiškia, kad oksidacijos metu išsiskiriančių elektronų skaičius turi būti toks pat kaip elektronų, gautų redukuojant, skaičius, o kiekvieno reagento masė turi būti lygi kiekvieno produkto masei.

Pavyzdžiui:

• Pusinės reakcijos sumažinimas. Sumažinimas vario gaudydami du elektronus. Sumažina jo oksidacijos būseną.
  
• Oksidacijos pusiau reakcija. Geležies oksidacija prarandant du elektronus. Padidina jo oksidacijos būseną.
  
  Pasaulinė reakcija:
  

Redokso reakcijų tipai

Degimo reakcijos (redokso reakcijos) išskiria energiją, kuri gali sukelti judėjimą.

Yra įvairių tipų redokso reakcijų, turinčių skirtingas savybes. Dažniausiai pasitaikantys tipai yra:

• Degimas. Degimas yra redoksinės cheminės reakcijos, kurios išskiria didelį kiekį energijos karštis Y šviesa. Šios reakcijos yra greitos oksidacijos, kurios išskiria daug energijos. Išsiskyrusi energija gali būti kontroliuojamai panaudota automobilių variklių judėjimui generuoti. Elementas vadinamas oksidatorius (kuris redukuojamas ir oksiduojamas iki kuro) ir kuro elementas (kuris oksiduojamas ir redukuojamas į oksidatorių). Kai kurie kuro pavyzdžiai yra benzinas ir dujos, kurias naudojame savo virtuvėse, o geriausiai žinomas oksidatorius yra dujinis deguonis (O2).
• Oksidacija metalų. Jie yra lėtesnės nei degimo reakcijos. Paprastai jie apibūdinami kaip tam tikrų medžiagų, ypač metalinių, skilimas, veikiant jas deguoniui. Tai visame pasaulyje žinomas ir kasdienis reiškinys, ypač pakrančių populiacijose, kur aplinkos druskos pagreitina (katalizuoja) reakciją. Būtent todėl automobilis, nuvežęs mus į paplūdimį, turi būti nuvalytas nuo visų sūraus vandens pėdsakų.
• Disproporcija. Taip pat žinomos kaip dismutacijos reakcijos, jose yra vienas reagentas, kuris redukuojamas ir oksiduojamas tuo pačiu metu. Tipiškas to atvejis yra vandenilio peroksido (H2O2) skilimas.
• Paprastas slinkimas. Taip pat vadinamos „paprastomis pakeitimo reakcijomis“, jos atsiranda, kai du elementai keičia atitinkamas vietas tame pačiame junginyje. Tai yra, vienas elementas pakeičia kitą tiksliai jo vietoje formulėje, atitinkamai subalansuodamas atitinkamus elektros krūvius su kitais atomais. Pavyzdys yra, kas atsitinka, kai metalas išstumia vandenilį rūgštyje ir susidaro druskos, kaip atsitinka tada, kai baterijos sugenda prietaisas.

Redokso reakcijų pavyzdžiai

Redokso reakcijų pavyzdžių yra labai daug. Pabandysime pateikti kiekvieno iš anksčiau aprašytų tipų pavyzdį:

• Oktaninio skaičiaus degimas. Oktaninis skaičius yra a angliavandenilių benzino komponentas, naudojamas mūsų automobilių varikliui paleisti. Kai oktanas reaguoja su deguonimi, oktanas oksiduojasi ir deguonis redukuojasi, dėl šios reakcijos išsiskiria didelis energijos kiekis. Ši išleista energija naudojama darbui variklyje generuoti, o proceso metu taip pat susidaro anglies dioksidas ir vandens garai. Šią reakciją vaizduojanti lygtis yra tokia:
  
• Vandenilio peroksido skilimas. Tai dismutacijos reakcija, kurios metu vandenilio peroksidas skyla į jo sudedamąsias dalis – vandenį ir deguonį. Šioje reakcijoje deguonis redukuojamas sumažinus jo oksidacijos skaičių nuo -1 (H2O2) iki -2 (H2O), o oksiduojamas padidinus oksidacijos skaičių nuo -1 (H2O2) iki 0 (O2).
  
• Sidabro poslinkis variu. Tai reakcija į poslinkis paprastas, kuriame galite pamatyti, kaip panardinus metalinio vario fragmentą į sidabro nitrato tirpalą, spalva tirpalo pamėlyna ir ant vario fragmento nusėda plonas metalinio sidabro sluoksnis. Šiuo atveju dalis metalinio vario (Cu) paverčiama Cu2 + jonu, kaip vario (II) nitrato (Cu (NO3) 2), kurio tirpalas turi gražią mėlyną spalvą, dalis. Kita vertus, dalis Ag + katijono, kuris yra sidabro nitrato (AgNO3) dalis, virsta metaliniu sidabru (Ag), kuris nusėda.
  
• Cinko reakcija su praskiesta druskos rūgštimi. Tai paprasta išstūmimo reakcija, kurios metu vandenilis HCl (aq) pakeičiamas cinku, kad susidarytų druska.
  
• Geležies oksidacija. Metalinė geležis oksiduojasi, kai liečiasi su deguonimi iš oro. Tai pastebima kasdieniame gyvenime, kai geležiniai daiktai, ilgą laiką veikiami oro, sudaro rudų rūdžių sluoksnį. Šioje reakcijoje metalinė geležis (Fe), kurios oksidacijos būsena yra 0, virsta Fe3 +, tai yra, jos oksidacijos laipsnis didėja (oksiduojasi). Dėl šios priežasties intuityviai arba šnekamojoje kalboje sakoma: geležis rūdija.
  

Pramoniniai pritaikymai

Elektrinėse redokso reakcijos gali išjudinti didelius variklius.

Redokso reakcijų pramoninis pritaikymas yra begalinis. Pavyzdžiui, degimo reakcijos idealiai tinka gaminti darbas kuri tarnauja generavimui judėjimas dideliuose varikliuose, naudojamuose elektrinėse gaminti elektros.

Procesas susideda iš deginimo iškastinis kuras gauti šilumos ir gaminti vandens garai katile, tada šie garai naudojami dideliems varikliams ar turbinoms varyti. Kita vertus, degimo reakcijos taip pat naudojamos motorinių transporto priemonių, naudojančių iškastinį kurą, pavyzdžiui, mūsų automobilių, variklius.

Kita vertus, pakeitimo ir išstūmimo redokso reakcijos yra naudingos norint gauti tam tikrus elementus, kurių grynumo būsena, kuri nėra dažnai pastebima gamta. Pavyzdžiui, sidabras yra labai reaktyvus. Nors retai randama jo gryno mineraliniame podirvyje, aukštą grynumo laipsnį galima gauti per redokso reakciją. Tas pats atsitinka, kai reikia gauti druskų ir kt junginiai.