redoksreaksjoner

Kjemi

2022

Vi forklarer hva redoksreaksjoner er, hvilke typer som finnes, deres anvendelser, egenskaper og eksempler på redoksreaksjoner.

I redoksreaksjoner mister ett molekyl elektroner og et annet tar dem.

Hva er redoksreaksjoner?

I kjemi, er kjent som redoksreaksjoner, oksidreduksjonsreaksjoner eller reduksjonsoksidasjonsreaksjoner til kjemiske reaksjoner der en utveksling av elektroner mellom atomene eller molekyler involvert.

Denne utvekslingen gjenspeiles i tilstandsendringen av oksidasjon av reagensene. Reaktanten som gir fra seg elektroner gjennomgår oksidasjon og den som mottar dem, reduksjon.

Oksydasjonstilstanden indikerer mengden elektroner som et atom i et kjemisk grunnstoff gir opp eller aksepterer når det er en del av et kjemisk reaksjon. Det kan også tolkes som det antatte elektrisk ladning som et visst atom ville ha hvis alle dets bindinger med andre atomer var fullstendig ioniske. Også kalt oksidasjonsnummeret eller Valencia.

Oksydasjonstilstanden uttrykkes i heltall, som er null oksidasjonstilstanden for nøytrale grunnstoffer. Dermed kan det ta positive eller negative verdier avhengig av typen atom og reaksjonen der den deltar. På den annen side, noen atomer De har variable oksidasjonstilstander avhengig av reaksjonen de er involvert i.

Vet hvordan du korrekt bestemmer tilstanden eller oksidasjonsnummeret til hvert atom i a kjemisk forbindelse Det er viktig å forstå og analysere redoksreaksjoner. Det er visse regler som lar deg beregne verdiene deres:

  • Oksydasjonstallet til nøytrale elementer eller molekyler er null. For eksempel: faste metaller (Fe, Cu, Zn...), molekyler (O2, N2, F2).
  • De ioner forbindelser av et enkelt atom har oksidasjonstallet lik ladningen. For eksempel: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
  • Fluor har alltid en -1 oksidasjonstilstand fordi det er det mest elektronegative grunnstoffet som finnes (F–).
  • Hydrogen har alltid oksidasjonstall +1 (H +), med unntak av metallhydrider (kaliumhydrid, KH), hvor det har oksidasjonstall -1 (H–).
  • Oksygen har oksidasjonsnummer -2, med noen få unntak:
    • Når den danner forbindelser med fluor, har den et oksidasjonstall på 2+. For eksempel: oksygendifluorid (OF2).
    • Når det danner peroksider, har det oksidasjonsnummer -1 (O22-). For eksempel: hydrogenperoksid (H2O2), natriumperoksid (Na2O2).
    • Når den danner superoksider, har den oksidasjonstallet -½ (O2–). For eksempel: kaliumsuperoksid (KO2).
  • Den algebraiske summen av oksidasjonstallene til atomene som utgjør en nøytral forbindelse er null.
  • Den algebraiske summen av oksidasjonstallene til atomene som utgjør et polyatomisk ion er lik ladningen på ionet. For eksempel: sulfatanionet (SO42-) har oksidasjonsnummer -2, som er lik summen av oksidasjonstallene til svovel og oksygen, hver multiplisert med mengden av hvert atom i forbindelsen, i dette tilfellet har den en svovelatom og fire oksygenatomer.
  • Oksydasjonstallene til noen kjemiske elementer de kan variere avhengig av den nøytrale forbindelsen eller ionet de er en del av. Deretter er det mulig å beregne oksidasjonstallet til et atom i en forbindelse som følger:

Hvor Nei() betyr oksidasjonstall, og det kjemiske elementet finnes innenfor parentesen.

På denne måten er det i hver redoksreaksjon to typer reaktanter, en som gir fra seg elektroner og den andre som aksepterer dem:

  • Et oksidasjonsmiddel. Det er atomet som fanger elektronene. I denne forstand reduseres dens opprinnelige oksidasjonstilstand, og det oppleves en reduksjon. På denne måten øker den sin negative elektriske ladning ved å få elektroner.
  • Et reduksjonsmiddel. Det er atomet som gir fra seg elektronene og øker dens opprinnelige oksidasjonstilstand, som gjennomgår oksidasjon. På denne måten øker den sin positive elektriske ladning ved å gi fra seg elektroner.

Noen kjemikalier kan oksideres og reduseres samtidig. Disse elementene kalles amfolytter, og prosessen der dette skjer kalles amfolisering.

Redoksreaksjoner er en av de vanligste kjemiske reaksjonene i univers, da de er en del av prosessene til fotosyntese i planter og av puster hos dyr, som tillater kontinuitet av liv.

Kjennetegn på redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner er rundt oss på daglig basis. Oksydasjonen av metaller, den forbrenning av gass på kjøkkenet eller til og med oksidasjon av glukose for å oppnå ATP i kroppen vår er noen eksempler.

I de fleste tilfeller frigjør redoksreaksjoner en betydelig mengde Energi.

Vanligvis består hver redoksreaksjon av to trinn eller halvreaksjoner. I en av halvreaksjonene skjer oksidasjon (reaktanten oksideres) og i den andre skjer reduksjon (reaktanten reduseres).

Den totale redoksreaksjonen, som oppnås som et resultat av å kombinere alle halvreaksjonene algebraisk, kalles ofte den "globale reaksjonen". Det er viktig å merke seg at når semireaksjoner kombineres algebraisk, må både masse og ladning justeres. Det vil si at antall elektroner som frigjøres under oksidasjon må være det samme som antall elektroner oppnådd under reduksjon, og massen til hver reaktant må være lik massen til hvert produkt.

For eksempel:

  • Reduksjon halvreaksjon. Reduksjon av kobber ved å fange to elektroner. Reduserer oksidasjonstilstanden.
  • Oksidasjon semi-reaksjon. Jernoksidasjon ved å miste to elektroner. Øker oksidasjonstilstanden.

    Global reaksjon:

Typer redoksreaksjoner

Forbrenningsreaksjoner (redoksreaksjoner) frigjør energi som kan skape bevegelse.

Det finnes forskjellige typer redoksreaksjoner, utstyrt med forskjellige egenskaper. De vanligste typene er:

  • Forbrenning. Forbrenning er redokskjemiske reaksjoner som frigjør en betydelig mengde energi i form av varme Y lys. Disse reaksjonene er raske oksidasjoner som avgir mye energi. Den frigjorte energien kan brukes på en kontrollert måte til å generere bevegelse i bilmotorer. Et element kalt oksidasjonsmiddel (som reduseres og oksideres til drivstoffet) og et brenselelement (som blir oksidert og redusert til oksidasjonsmidlet). Noen eksempler på drivstoff er bensin og gassen som vi bruker i våre kjøkken, mens det mest kjente oksidasjonsmidlet er gassformig oksygen (O2).
  • Oksidasjon av metaller. De er reaksjoner langsommere enn forbrenning. De er ofte beskrevet som nedbrytning av visse materialer, spesielt metalliske, ved påvirkning av oksygen på dem. Det er et verdensomspennende kjent og dagligdags fenomen, spesielt i kystpopulasjoner, hvor salter fra miljøet akselererer (katalyserer) reaksjonen. Derfor må en bil, etter å ha tatt oss til stranden, renses for alle spor av saltvann.
  • Misforhold. Også kjent som dismutasjonsreaksjoner presenterer de et enkelt reagens som reduseres og oksideres samtidig. Et typisk tilfelle av dette er nedbryting av hydrogenperoksid (H2O2).
  • Enkel rulling. Også kalt "enkle substitusjonsreaksjoner", de oppstår når to elementer bytter sine respektive steder i samme forbindelse. Det vil si at ett element erstatter et annet på sin nøyaktige plass i formelen, og balanserer deres respektive elektriske ladninger med andre atomer etter behov. Et eksempel er hva som skjer når et metall fortrenger hydrogen i en syre og det dannes salter, slik det skjer når batterier av et apparat som går i stykker.

Eksempler på redoksreaksjoner

Eksempler på redoksreaksjoner er svært rikelig. Vi vil prøve å gi et eksempel på hver av de tidligere beskrevne typene:

  • Forbrenningen av oktan. Oktan er en hydrokarbon komponent av bensin som brukes til å drive motoren til bilene våre. Når oktan reagerer med oksygen, oksideres oktanet og oksygen reduseres, og frigjør en stor mengde energi som et resultat av denne reaksjonen. Denne frigjorte energien brukes til å generere arbeid i motoren, og produserer også karbondioksid og vanndamp i prosessen. Ligningen som representerer denne reaksjonen er:
  • Nedbryting av hydrogenperoksid. Det er en dismutasjonsreaksjon der hydrogenperoksid brytes ned til dets bestanddeler, vann og oksygen. I denne reaksjonen reduseres oksygen ved å redusere oksidasjonstallet fra -1 (H2O2) til -2 (H2O), og det oksideres ved å øke oksidasjonstallet fra -1 (H2O2) til 0 (O2).
  • Forskyvning av sølv med kobber. Det er en reaksjon av forskyvning enkel hvor du kan se hvordan ved å senke et fragment av metallisk kobber i en løsning av sølvnitrat, farge av løsningen blir blå og et tynt lag av metallisk sølv avsettes på kobberfragmentet. I dette tilfellet blir en del av det metalliske kobberet (Cu) omdannet til Cu2 + ion, som en del av kobber (II) nitratet (Cu (NO3) 2), hvis løsning har en vakker blå farge. På den annen side omdannes en del av Ag + kationen, som er en del av sølvnitrat (AgNO3), til metallisk sølv (Ag) som avsettes.
  • Reaksjon av sink med fortynnet saltsyre. Det er en enkel fortrengningsreaksjon der hydrogen i HCl (aq) fortrenges av sink for å danne et salt.
  • Jernoksidasjon. Metallisk jern oksiderer når det kommer i kontakt med oksygen fra luft. Dette ser man i hverdagen når jerngjenstander danner et lag med brun rust når de utsettes for luft i lange perioder. I denne reaksjonen omdannes metallisk jern (Fe), som har en oksidasjonstilstand på 0, til Fe3+, det vil si at oksidasjonstilstanden øker (det oksiderer). Av denne grunn sies det intuitivt eller i daglig tale: jern ruster.

Industrielle applikasjoner

I kraftverk er redoksreaksjoner i stand til å flytte store motorer.

De industrielle anvendelsene av redoksreaksjoner er uendelige. For eksempel er forbrenningsreaksjoner ideelle for å produsere jobb som tjener til å generere bevegelse i de store motorene som brukes i kraftverk for å produsere elektrisitet.

Prosessen består av brenning fossilt brensel å få varme og produsere vanndamp i en kjele, så brukes denne dampen til å drive store motorer eller turbiner. På den annen side brukes forbrenningsreaksjoner også til å drive motoren til motorkjøretøyer som bruker fossilt brensel, for eksempel våre biler.

På den annen side er substitusjons- og fortrengningsredoksreaksjoner nyttige for å oppnå visse elementer i en renhetstilstand som ikke ofte sees i natur. For eksempel er sølv svært reaktivt. Selv om det er sjeldent å finne det rent i mineralundergrunnen, kan en høy grad av renhet oppnås gjennom en redoksreaksjon. Det samme skjer når det gjelder å skaffe salter og annet forbindelser.

!-- GDPR -->