Reduksjon-oksidasjon

Reduksjon - oksidasjonsreaksjon (også oksidasjons-reduksjonsreaksjon eller ganske enkelt redoksreaksjon ) er enhver kjemisk reaksjon der ett eller flere elektroner overføres mellom reaktantene, noe som forårsaker en endring i oksidasjonstilstandene deres . [ 1 ]

For at en reduksjonsoksidasjonsreaksjon skal eksistere, må det være et element i systemet som gir fra seg elektroner , og et annet som aksepterer dem:

Oksydasjonsmidlet er det kjemiske elementet som har en tendens til å fange disse elektronene, og etterlater det med en lavere oksidasjonstilstand enn det hadde, det vil si reduseres.

Reduksjonsmidlet er det kjemiske elementet som leverer elektroner fra sin kjemiske struktur til mediet, øker dets oksidasjonstilstand, det vil si blir oksidert . [ 2 ]

Når et reduserende kjemisk element mister elektroner til mediet, blir det et oksidert element, og dets forhold til forløperen etableres av det som kalles et "redokspar". Tilsvarende sies det at når et kjemisk grunnstoff fanger opp elektroner fra mediet, blir det et redusert grunnstoff, og danner også et redokspar med sin oksiderte forløper. Når en art kan oksideres og reduseres samtidig, kalles den amfolytt, og oksidasjons-reduksjonsprosessen til denne arten kalles amfolering eller dismutasjon .

Prinsippet om elektronøytralitet

Paulings prinsipp om elektronøytralitet tilsvarer en tilnærmingsmetode for å estimere ladningen i molekyler eller komplekse ioner; Dette prinsippet forutsetter at ladningen alltid er fordelt ved verdier nær 0 (dvs. -1, 0, +1).

Innenfor en global redoksreaksjon er det en serie spesielle reaksjoner som kalles halvreaksjoner eller partielle reaksjoner.

Reduksjon halvreaksjon: ${\ce {2 e^- + Cu^2+ -> Cu}}$
Oksidasjonshalvreaksjon: ${\ce {Fe -> Fe^2+ + 2 e^-}}$

eller mer vanlig, også kalt den generelle ligningen:

${\ce {Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}}$

Tendensen til å redusere eller oksidere andre kjemiske elementer kvantifiseres ved reduksjonspotensialet , også kalt redokspotensialet. En redokstitrering er en der en kjemisk indikator indikerer prosentvis endring i redoksreaksjonen ved fargeendringen mellom oksidanten og reduksjonsmidlet.

Oksidasjon

Oksidasjon er en kjemisk reaksjon der et grunnstoff mister elektroner og dermed øker oksidasjonstilstanden . [ 3 ] Det bør bemerkes at faktisk en oksidasjon eller en reduksjon er en prosess der oksidasjonstilstanden til en forbindelse endres. Denne endringen betyr ikke nødvendigvis en utveksling av ioner. Det innebærer at alle forbindelsene dannet ved en redoksprosess er ioniske , siden det er i disse forbindelsene hvor en ionisk binding oppstår, produkt av overføring av elektroner. For eksempel, i reaksjonen for å danne hydrogenklorid fra dihydrogen og diklorgasser, skjer en redoksprosess og likevel dannes en kovalent forbindelse. Disse to reaksjonene skjer alltid sammen; det vil si at når et stoff oksideres, er det alltid på grunn av virkningen til et annet som reduseres. Den ene gir fra seg elektroner og den andre aksepterer. Av denne grunn er den generelle betegnelsen " redoksreaksjoner " foretrukket .

Livet i seg selv er et redoksfenomen. Oksygen er den beste oksidanten som finnes fordi molekylet ikke er veldig reaktivt (på grunn av dobbeltbindingen), og likevel er det veldig elektronegativt , nesten like mye som fluor . Det mest oksiderende stoffet som finnes er KrF - kationen . +
fordi det lett danner Kr og F+
. Blant annet er det kaliumpermanganat ( KMnO
4) , kaliumdikromat ( K
toCr
toENTEN
7) , hydrogenperoksid ( H
toENTEN
to) , salpetersyre ( HNO
3) , hypohalitter og halater (for eksempel natriumhypokloritt (NaClO), som er sterkt oksiderende i alkalisk medium, og kaliumbromat ( KBrO)
3) ). Ozon ( O
3) er en veldig energisk oksidant:

br − + ENTEN 3 ⟶ BrO 3 − {\displaystyle {\ce {Br^- + O3 -> BrO3^-}}} ${\ce {Br^- + O3 -> BrO3^-}}$

Navnet "oksidasjon" kommer fra det faktum at overføringen av elektroner i de fleste av disse reaksjonene skjer gjennom oppsamling av oksygenatomer (overføring av elektroner) eller omvendt. Imidlertid kan oksidasjon og reduksjon skje uten oksygenutveksling involvert : for eksempel oksidasjon av natriumjodid til jod ved reduksjon av klor til natriumklorid :

to NaI + Cl to ⟶ Yo to + to NaCl {\displaystyle {\ce {2 NaI + Cl2 -> I2 + 2 NaCl}}} ${\ce {2 NaI + Cl2 -> I2 + 2 NaCl}}$

Dette kan deles inn i de to tilsvarende halvreaksjonene:

Reduksjon halvreaksjon:

{\ce {Cl_2 + 2 e^- -> 2 Cl^-}}

Oksidasjonshalvreaksjon:

{\ce {2 I^- -> I_2 + 2 e^-}}

Eksempel

Jern kan presentere to oksiderte former:

Jern(II) oksid : FeO.
Jern(III)oksid : Fe
toENTEN
3.

Reduksjon

I kjemi er reduksjon den elektrokjemiske prosessen der et atom eller et ion får elektroner . Det innebærer reduksjon av oksidasjonstilstanden . Denne prosessen er det motsatte av oksidasjon.

Når et ion eller et atom reduseres har det disse egenskapene:

Det fungerer som et oksidasjonsmiddel .
Det reduseres med et reduksjonsmiddel .
Reduserer tilstanden eller oksidasjonstallet.

Eksempel

Jern (III) -ionet kan reduseres til jern(II):

Tro 3 + + 1 og − ⟶ Tro to + {\displaystyle {\ce {Fe^3+ + 1e^- -> Fe^2+}}} ${\ce {Fe^3+ + 1e^- -> Fe^2+}}$

I organisk kjemi tolkes avtagende bindinger av oksygenatomer til karbonatomer eller økende hydrogenbindinger til karbonatomer som reduksjon . For eksempel:

${\ce {CH#CH + H_2 -> CH_2=CH_2}}$ ( etyn reduseres for å gi eten ).
${\ce {CH_3-CHO + H_2 -> CH_3-CH_2OH}}$ ( etanal reduseres til etanol ).

Oksidasjonsnummer

Kvantifiseringen av et kjemisk element kan gjøres ved dets oksidasjonsnummer . Under oksidasjonsprosessen øker oksidasjonstallet eller også kalt oksidasjonstilstanden til grunnstoffet. I stedet, under reduksjon, reduseres oksidasjonstallet til artene som reduseres. Oksydasjonstallet er et heltall som representerer antallet elektroner et atom spiller inn når det danner en gitt binding. I et rent grunnstoff er alle atomer nøytrale, siden de ikke har noen ladning og er tildelt oksidasjonstilstanden 0.

Oksydasjonsnummeret:

Den øker hvis atomet mister elektroner (det kjemiske elementet som oksideres), eller deler dem med et atom som har en tendens til å fange dem.
Den avtar når atomet får elektroner (det kjemiske elementet som reduseres), eller deler dem med et atom som har en tendens til å gi dem opp.

Regler for tildeling av oksidasjonsnummer

Oksydasjonstallet for alle ukombinerte grunnstoffer er null. Uavhengig av hvordan disse tallene er representert.
Oksydasjonstallet til monatomiske ioniske arter samsvarer med ladningen til ionet.
Oksydasjonstallet for kombinert hydrogen er +1, bortsett fra i metallhydrider , hvor oksidasjonstallet er –1 (eks: AlH
3, LiH).
Oksydasjonstallet for kombinert oksygen er –2, bortsett fra i peroksider , hvor oksidasjonstallet er –1 (eks: Na
toENTEN
to, H
toENTEN
to).
Oksydasjonstallet i metalliske elementer, når det kombineres, er alltid positivt og numerisk lik ladningen på ionet.
Oksydasjonstallet for halogener i hydrasyrer og deres respektive salter er -1, mens oksidasjonstallet for svovel i deres hydracid og deres respektive salter er -2.
Oksydasjonstallet til et nøytralt molekyl er null, så summen av oksidasjonstallene til atomene som utgjør et nøytralt molekyl er null.
Den totale elektriske ladningen til et ikke-nøytralt (ikke-null) molekyl tilsvarer den algebraiske summen av oksidasjonstallene til alle atomartene som utgjør det. (eks: MnO−
4= (1)*(+7) + (4)*(-2) = -1).

Justering av forholdstall

Alle redoksprosesser krever støkiometrisk justering av komponentene i halvreaksjonene for oksidasjon og reduksjon.

For reaksjoner i vandig medium , legg vanligvis til:

i surt medium hydrogenioner ( H+
), vannmolekyler ( H
toO ), og elektroner
i basiske medium hydroksylsyrer ( OH−
), vannmolekyler ( H
toO ), og elektroner for å kompensere for endringer i oksidasjonstall.

Syremedium

I et surt medium tilsettes hydronium ( kationer ) ( H+
) og vann ( H
toO ) til halvreaksjonene for å balansere den endelige ligningen. På den siden av ligningen som mangler oksygen vil vannmolekyler tilsettes, og på den siden av ligningen som mangler hydrogen tilsettes hydronium. For eksempel når mangan (II) reagerer med natriumvismutat.

Ubalansert ligning:

{\ce {Mn^{2+}(aq) + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq) + MnO4^{-}(aq)}}

Oksidasjon:

{\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 5 e^-}}

Reduksjon:

{\ce {2 e^- + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq)}}

Nå må vi legge til hydroniumene og vannmolekylene der henholdsvis hydrogener er nødvendig og hvor oksygen er nødvendig.

Oksidasjon:

\color {Blå}{\ce {4 H2O}}\color {Sort}+{\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq)}}+\color {Blå}{\ce {8 H^{+}(aq)}}\color {Sort}+{\ce {5 e^-}}

Reduksjon:

{\ce {2 e^-}}+\color {Blå}{\ce {6 H^+}}\color {Sort}+{\ce {BiO3^{-}(s) -> Bi 3+}(aq)}}+\color {Blå}{\ce {3 H2O}}\color {Svart}

Reaksjonene vil balansere når man utjevner antall elektroner involvert i begge halvreaksjonene. Dette vil oppnås ved å multiplisere reaksjonen i den ene halvreaksjonen med antall elektroner i den andre halvreaksjonen (og om nødvendig omvendt), slik at antallet elektroner er konstant.

Oksidasjon:

({\ce {4 H2O + Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 8 H^{+}(aq)}}+\color {OliveGreen}{\ ce {5 e^-}}\farge {Svart})\farge {Oransje}\ ganger 2\farge {Sort}

Reduksjon:

(\color {Orange}{\ce {2e^{-}}}\color {Svart}+{\ce {6{H^{+}}+BiO3^{-}(s)->{ Bi^{3+}(aq)}+{3H2O}}})\farge {olivengrønn}\ ganger 5\farge {svart}

På slutten vil vi ha:

Oksidasjon:

{\ce {8 H2O + 2 Mn^{2+}(aq) -> 2 MnO4^{-}(aq) + 16 H^{+}(aq) + 10 e^-}}

Reduksjon:

{\ce {10 e^- + 30 H^+ + 5 BiO3^{-}(s) -> 5 Bi^{3+}(aq) + 15 H2O}}

Som du kan se, er elektronene balansert, så vi fortsetter med å legge til de to halvreaksjonene, for til slutt å oppnå den balanserte ligningen.

{\underline {\left.{\begin{array}{rcl}8H_{2}O+2Mn_{(aq)}^{2+}\to 2MnO_{4(aq)}^{-}+ 16H_{(aq)}^{+}+10e^{-}\\10e^{-}+30H^{+}+5BiO_{3(s)}^{-}\til 5Bi_{(aq)}^ {3+}+15H_{2}O\end{array}}\right\Downarrow +}}

14H_{(aq)}^{+}+2Mn_{(aq)}^{2+}+5NaBiO_{3(s)}\til 7H_{2}O+2MnO_{4(aq)}^{ -}+5Bi_{(aq)}^{3+}+5Na_{(aq)}^{+}

Grunnleggende medium

Hydroksydioner ( anioner ) ( OH−
) og vann ( H
toO ) til halvreaksjonene for å balansere den endelige ligningen. For eksempel har vi reaksjonen mellom kaliumpermanganat og natriumsulfitt.

Ubalansert ligning:

KMnO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\til MnO_{2}+Na_{2}SO_{4}+KOH

Vi deler halvreaksjonene inn i

Oksidasjon:

SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+2e^{-}

Reduksjon:

3e^{-}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}

Vi tilsetter passende mengde hydroksyder og vann (vannmolekylene befinner seg der det er en større mengde oksygen).

Oksidasjon:

\color {Blue}2OH^{-}\color {Black}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+\color {Blue}H_{2}O \color {Sort}+2e-

Reduksjon:

3e^{-}+\color {Blue}2H_{2}O\color {Black}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+\color {Blue}4OH^{-} \farge svart}

Vi balanserer antall elektroner som i forrige eksempel.

Oksidasjon:

(2OH^{-}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+H_{2}O+\color {OliveGreen}2e^{-}\color {Black })\;\color {Oransje}\ ganger 3\farge {Sort}

Reduksjon:

(\color {Orange}3e^{-}\color {Black}+2H_{2}O+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+4OH^{-})\;\ farge {OliveGreen}\ ganger 2\farge {Sort}

Vi oppnår:

Oksidasjon:

6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\til 3SO_{4}^{2-}+3H_{2}O+6e^{-}

Reduksjon:

6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}

Som du kan se, er elektronene balansert, så vi fortsetter med å legge til de to halvreaksjonene, for til slutt å oppnå den balanserte ligningen.

{\underline {\left.{\begin{array}{rcl}6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2} O+6e^{-}\\6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}\end{array}}\right\ Nedoverpil +}}

2KMnO_{4}+3Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\til 2MnO_{2}+3Na_{2}SO_{4}+2KOH

Applikasjoner

I industrien er redoksprosesser også svært viktige, både for deres produktive bruk (for eksempel reduksjon av mineraler for å oppnå aluminium eller jern ) og for forebygging av dem (for eksempel ved korrosjon). Den omvendte reaksjonen av redoksreaksjonen (som produserer energi ) er elektrolyse , der energi tilføres for å dissosiere elementer fra molekylene deres .

Biologiske oksidasjoner og reduksjoner

I metabolismen til alle levende vesener er redoksprosesser av største betydning, siden de er involvert i kjeden av kjemiske reaksjoner av fotosyntese og aerob respirasjon . I begge reaksjonene er det en elektrontransportkjede dannet av en rekke enzymatiske komplekser , blant hvilke cytokromene skiller seg ut ; Disse enzymkompleksene aksepterer (reduseres) og donerer (oksiderer) elektronpar på en sekvensiell måte, på en slik måte at det første gir fra seg elektroner til det andre, det siste til det tredje osv., inntil en endelig akseptor som er definitivt redusert; Under reisen frigjør elektronene energi som brukes til å syntetisere høyenergibindinger i form av ATP .

En annen type fundamental redoksreaksjon i metabolske prosesser er dehydrogenering , der et enzym ( dehydrogenase ) fjerner et par hydrogenatomer fra et substrat ; Siden hydrogenatomet består av ett proton og ett elektron, blir substratet oksidert (siden det mister elektroner). Disse elektronene fanges opp av spesialiserte molekyler, hovedsakelig koenzymene NAD+
, NADP+
og FAD at når man får elektroner reduseres, og føre dem til de nevnte elektrontransportkjedene. Metabolisme involverer hundrevis av redoksreaksjoner. Katabolisme består således av reaksjoner der substrater oksideres og koenzymer reduseres. I kontrast er reaksjonene av anabolisme reaksjoner der substrater reduseres og koenzymer oksideres. Til sammen utgjør katabolisme og anabolisme metabolisme.

Forbrenning

Forbrenning er en kjemisk reduksjon - oksidasjonsreaksjon, der en stor mengde energi vanligvis frigjøres , i form av varme og lys , og manifesterer seg visuelt som ild . I all forbrenning er det et element som brenner ( brensel ) og et annet som produserer forbrenning ( oksidant ), vanligvis oksygen i form av O
togassformig . Eksplosiver har kjemisk bundet oksygen, så de trenger ikke oksygenet i luften til forbrenning. De hyppigste drivstofftypene er organiske materialer som inneholder karbon og hydrogen (se hydrokarboner ). I en fullstendig reaksjon har alle grunnstoffer den høyeste oksidasjonstilstanden. Produktene som dannes er karbondioksid ( CO
to) og vann , svoveldioksid ( SO
to) (hvis drivstoffet inneholder svovel) og nitrogenoksider ( NO
x), avhengig av temperaturen og mengden oksygen i reaksjonen.

Konsekvenser

I metaller er en svært viktig konsekvens av oksidasjon korrosjon , et svært negativt strukturelt påvirkningsfenomen, gitt at materialer får eller modifiserer egenskapene sine avhengig av midlene som er utsatt, og hvordan de virker på dem. Ved å kombinere oksidasjonsreduksjon (redoks)-reaksjoner i en galvanisk celle oppnås elektrokjemiske batterier . Disse reaksjonene kan brukes til å unngå uønskede korrosjonsfenomener ved hjelp av offeranodeteknikken og for å oppnå elektrisk likestrøm.

Se også

Portal: Kjemi . Innhold relatert til kjemi .
Coulometri
Elektrokjemi
Stakk Daniell
Irreversibel reaksjon og reversibel reaksjon
Reduser
organisk oksidasjon

Referanser

↑ Burriel Martí, Fernando; Arribas Jimeno, Siro; Lucena greve, Felipe; Hernandez Mendez, Jesus (2007). Kvalitativ analytisk kjemi . Auditorium forlag. s. 175. ISBN 9788497321402 . Hentet 2. juni 2012 . «[...] også kalt redoksreaksjoner, er de der tilstanden eller graden av oksidasjon av de reagerende artene endres; Det skjer en utveksling av elektroner mellom reaktantene. »
↑ Kjemi for det nye årtusenet . (Åttende utgave). Skrevet av John William Hill, Doris K Kolb. Side 204.
↑ Kjemi: Den sentrale vitenskapen . Skrevet av Theodore L. Brown, Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge. Side 128.

Eksterne lenker

"Praktisk eksempel for å bestemme hvilken art som er oksidert og hvilken art som er redusert"