redoksreaktsioonid

Keemia

2022

Selgitame, mis on redoksreaktsioonid, olemasolevad tüübid, nende rakendused, omadused ja näited redoksreaktsioonidest.

Redoksreaktsioonides kaotab üks molekul elektrone ja teine ​​võtab need.

Mis on redoksreaktsioonid?

sisse keemia, nimetatakse redoksreaktsioonideks, oksiidiredutseerimisreaktsioonideks või redutseerimis-oksüdatsioonireaktsioonideks keemilisteks reaktsioonideks, mille käigus toimub elektronid aatomite vahel või molekulid kaasatud.

See vahetus peegeldub oleku muutumises oksüdatsioon reagentidest. Reaktiiv, mis loobub elektronidest, läbib oksüdatsiooni ja see, mis neid vastu võtab, redutseerumise.

Oksüdatsiooniaste näitab elektronide hulka, mille keemilise elemendi aatom loobub või võtab vastu, kui see on osa keemiline reaktsioon. Seda võib tõlgendada ka oletatavana elektrilaeng mis teatud aatomil oleks, kui kõik tema sidemed teiste aatomitega oleksid täielikult ioonsed. Seda nimetatakse ka oksüdatsiooninumbriks või Valencia.

Oksüdatsiooniastet väljendatakse täisarvud, mis on neutraalsete elementide oksüdatsiooniaste null. Seega võib see sõltuvalt aatomi tüübist ja reaktsioonist, kus see osaleb, võtta positiivseid või negatiivseid väärtusi. Teisest küljest mõned aatomid Nende oksüdatsiooniaste on erinev, olenevalt reaktsioonist, milles nad osalevad.

Tea, kuidas õigesti määrata iga aatomi olekut või oksüdatsiooniarvu keemiline ühend Redoksreaktsioonide mõistmine ja analüüsimine on hädavajalik. Nende väärtuste arvutamiseks on olemas teatud reeglid:

  • Neutraalsete elementide või molekulide oksüdatsiooniarv on null. Näiteks: tahked metallid (Fe, Cu, Zn…), molekulid (O2, N2, F2).
  • The ioonid ühe aatomi ühendite oksüdatsiooniarv on võrdne nende laenguga. Näiteks: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
  • Fluori oksüdatsiooniaste on alati -1, kuna see on kõige elektronegatiivsem element, mis eksisteerib (F–).
  • Vesiniku oksüdatsiooniarv on alati +1 (H +), välja arvatud metallhüdriidid (kaaliumhüdriid, KH), kus oksüdatsiooniarv on -1 (H–).
  • Hapniku oksüdatsiooninumber on -2, välja arvatud mõned erandid:
    • Kui see moodustab fluoriga ühendeid, on selle oksüdatsiooniarv 2+. Näiteks: hapniku difluoriid (OF2).
    • Kui see moodustab peroksiide, on selle oksüdatsiooniarv -1 (O22-). Näiteks: vesinikperoksiid (H2O2), naatriumperoksiid (Na2O2).
    • Kui see moodustab superoksiide, on selle oksüdatsiooniarv -½ (O2–). Näiteks: kaalium superoksiid (KO2).
  • Neutraalse ühendi moodustavate aatomite oksüdatsiooniarvude algebraline summa on null.
  • Mitmeaatomilise iooni moodustavate aatomite oksüdatsiooniarvude algebraline summa on võrdne iooni laenguga. Näiteks: sulfaatanioonil (SO42-) on oksüdatsiooniarv -2, mis on võrdne väävli ja hapniku oksüdatsiooniarvude summaga, mis on korrutatud iga aatomi kogusega ühendis, antud juhul on sellel üks väävliaatom ja neli hapnikuaatomit.
  • Mõnede oksüdatsiooninumbrid keemilised elemendid need võivad varieeruda olenevalt neutraalsest ühendist või ioonist, mille osa nad on. Seejärel on võimalik ühendis oleva aatomi oksüdatsiooniarv arvutada järgmiselt:

Kus ei () tähendab oksüdatsiooninumbrit ja keemiline element asub sulgudes.

Sel viisil on igas redoksreaktsioonis kahte tüüpi reagente, millest üks loobub elektronidest ja teine ​​võtab neid vastu:

  • Oksüdeeriv aine. See on aatom, mis püüab elektronid kinni. Selles mõttes selle esialgne oksüdatsiooniaste väheneb ja väheneb. Sel viisil suurendab see oma negatiivset elektrilaengut, saades elektrone.
  • Redutseeriv aine. See on aatom, mis loobub elektronidest ja suurendab oma esialgset oksüdatsiooniastet, läbides oksüdatsiooni. Nii suurendab see oma positiivset elektrilaengut, loobudes elektronidest.

Mõnda kemikaali saab samaaegselt oksüdeerida ja redutseerida. Neid elemente nimetatakse amfolüütideks ja protsessi, milles see juhtub, nimetatakse amfoliseerimiseks.

Redoksreaktsioonid on üks levinumaid keemilisi reaktsioone universum, kuna need on osa protsessidest fotosüntees aastal taimed ja hingamine loomadel, mis võimaldavad järjepidevust elu.

Redoksreaktsioonide tunnused

Redoksreaktsioonid on meie ümber igapäevaselt. Oksüdatsioon metallid, põlemine gaas köögis või isegi glükoosi oksüdeerimine ATP meie kehas on mõned näited.

Enamikul juhtudel vabanevad redoksreaktsioonid märkimisväärses koguses Energia.

Üldiselt koosneb iga redoksreaktsioon kahest etapist või poolreaktsioonist. Ühes poolreaktsioonis toimub oksüdatsioon (reagent oksüdeerub) ja teises redutseerimine (reagent redutseerub).

Kogu redoksreaktsiooni, mis saadakse kõigi poolreaktsioonide algebralise kombineerimise tulemusena, nimetatakse sageli "globaalseks reaktsiooniks". Oluline on märkida, et poolreaktsioonide kombineerimisel algebraliselt tuleb reguleerida nii massi kui ka laengut. See tähendab, et oksüdatsiooni käigus vabanevate elektronide arv peab olema sama kui redutseerimisel saadud elektronide arv ja iga reagendi mass peab võrduma iga produkti massiga.

Näiteks:

  • Poolreaktsiooni vähendamine. Vähendamine vask kahe elektroni hõivamisega. Vähendab selle oksüdatsiooniastet.
  • Oksüdatsiooni poolreaktsioon. Raua oksüdatsioon kahe elektroni kaotamisega. Suurendab selle oksüdatsiooniastet.

    Globaalne reaktsioon:

Redoksreaktsioonide tüübid

Põlemisreaktsioonid (redoksreaktsioonid) vabastavad energiat, mis võib tekitada liikumist.

Redoksreaktsioone on erinevat tüüpi, millel on erinevad omadused. Kõige levinumad tüübid on:

  • Põlemine. Põlemine on keemilised redoksreaktsioonid, mis vabastavad märkimisväärse koguse energiat soojust Y valgus. Need reaktsioonid on kiired oksüdatsioonid, mis eraldavad palju energiat. Vabanenud energiat saab kasutada kontrollitult automootorites liikumise tekitamiseks. Element nimega oksüdeerija (mis redutseeritakse ja oksüdeeritakse kütuseks) ja kütuseelement (mis oksüdeeritakse ja redutseeritakse oksüdeerijaks). Mõned näited kütustest on bensiin ja gaas, mida oma köökides kasutame, samas kui tuntuim oksüdeerija on gaasiline hapnik (O2).
  • Oksüdatsioon metallidest. Need on põlemisest aeglasemad reaktsioonid. Tavaliselt kirjeldatakse neid kui teatud materjalide, eriti metalliliste, lagunemist neile hapniku toimel. Tegemist on ülemaailmselt tuntud ja igapäevase nähtusega, eriti rannikualade populatsioonides, kus keskkonnast saadavad soolad reaktsiooni kiirendavad (katalüüsivad). Seetõttu tuleb auto pärast randa viimist puhastada kõigist soolase vee jälgedest.
  • Ebaproportsionaalsus. Tuntud ka kui dismutatsioonireaktsioonid, sisaldavad need ühte reaktiivi, mis redutseeritakse ja oksüdeeritakse samal ajal. Selle tüüpiline juhtum on vesinikperoksiidi (H2O2) lagunemine.
  • Lihtne kerimine. Nimetatakse ka "lihtsad asendusreaktsioonid", need tekivad siis, kui kaks elementi vahetavad oma kohad samas ühendis. See tähendab, et üks element asendab teise selle täpsel kohal valemis, tasakaalustades nende elektrilaenguid vastavalt vajadusele teiste aatomitega. Näiteks on see, mis juhtub siis, kui metall tõrjub happes välja vesiniku ja moodustuvad soolad, nagu juhtub siis, kui patareid seadme purunemisest.

Redoksreaktsioonide näited

Redoksreaktsioonide näiteid on väga palju. Püüame tuua näite iga eelnevalt kirjeldatud tüübi kohta:

  • Oktaaniarvu põlemine. Oktaanarv on a süsivesinik meie autode mootori töötamiseks kasutatud bensiini komponent. Oktaani hapnikuga reageerimisel oktaan oksüdeerub ja hapnik redutseerub, mille tulemusena vabaneb selle reaktsiooni tulemusena suur hulk energiat. Seda vabanevat energiat kasutatakse mootoris töö tekitamiseks, mille käigus tekib ka süsihappegaasi ja veeauru. Seda reaktsiooni esindav võrrand on järgmine:
  • Vesinikperoksiidi lagunemine. See on dismutatsioonireaktsioon, mille käigus vesinikperoksiid laguneb selle koostisosadeks, veeks ja hapnikuks. Selles reaktsioonis vähendatakse hapnikku, vähendades selle oksüdatsiooniarvu -1 (H2O2) väärtuselt -2 (H2O), ja see oksüdeeritakse, suurendades selle oksüdatsiooniarvu -1 (H2O2) väärtuseni 0 (O2).
  • Hõbeda nihkumine vasega. See on reaktsioon nihe lihtne, milles näete, kuidas metallilise vase fragmenti hõbenitraadi lahusesse kastes värvi lahus muutub siniseks ja vase fragmendile sadestub õhuke kiht metallist hõbedat. Sel juhul muudetakse osa metallilisest vasest (Cu) vask(II)nitraadi (Cu (NO3) 2) osana Cu2 + iooniks, mille lahus on ilusa sinise värvusega. Teisest küljest muudetakse osa Ag + katioonist, mis on osa hõbenitraadist (AgNO3), metalliliseks hõbedaks (Ag), mis sadestub.
  • Tsingi reaktsioon lahjendatud vesinikkloriidhappega. See on lihtne asendusreaktsioon, mille käigus vesinik HCl-s (aq) tõrjutakse välja tsingi poolt, moodustades soola.
  • Raua oksüdatsioon. Metallraud oksüdeerub kokkupuutel hapnikuga õhku. Seda on näha igapäevaelus, kui raudesemed moodustavad pika aja jooksul õhuga kokku puutudes pruuni roostekihi. Selles reaktsioonis muudetakse metalliline raud (Fe), mille oksüdatsiooniaste on 0, Fe3 +-ks, see tähendab, et selle oksüdatsiooniaste suureneb (oksüdeerub). Sel põhjusel öeldakse intuitiivselt või kõnekeeles: raud roostetab.

Tööstuslikud rakendused

Elektrijaamades on redoksreaktsioonid võimelised liikuma suuri mootoreid.

Redoksreaktsioonide tööstuslikud rakendused on lõputud. Näiteks põlemisreaktsioonid sobivad ideaalselt tootmiseks töö mis teenib genereerimist liikumine elektrijaamades tootmiseks kasutatavates suurtes mootorites elektrit.

Protsess koosneb põletamisest fossiilkütused soojust saada ja toota veeaur boileris, siis kasutatakse seda auru suurte mootorite või turbiinide käitamiseks. Teisest küljest kasutatakse põlemisreaktsioone ka fossiilkütuseid kasutavate mootorsõidukite, näiteks meie autode, mootorite käitamiseks.

Teisest küljest on asendus- ja väljatõrjumise redoksreaktsioonid kasulikud teatud elementide saamiseks sellises puhtuses, mida ei ole sageli näha. loodus. Näiteks hõbe on väga reaktsioonivõimeline. Kuigi seda leidub harva mineraalses aluspinnas puhtana, võib redoksreaktsiooniga saavutada kõrge puhtusastme. Sama juhtub soolade ja muu hankimisega ühendid.

!-- GDPR -->