Redoksreaktsioon

Allikas: Vikipeedia

Redoksreaktsioon ehk redutseerumis-oksüdeerumisreaktsioon on keemiline reaktsioon, mille käigus aatom (või ioon) liidab või loovutab elektrone. Elektronide liikumise tõttu muutub ka aatomi oksüdatsiooniaste.

Redoksreaktsioon saab toimuda ainult siis, kui reageerivate ühendite redokspotentsiaalid on erinevad.

Terminoloogia[muuda | redigeeri lähteteksti]

Redoksreaktsiooni kirjeldamiseks kasutatakse mõisteid:

Oksüdatsioon on elektronide loovutamise protsess.
Reduktsioon on elektronide liitmise protsess.
Oksüdeerija on aine, mis oksüdeerib teist ainet, liites endale elektrone.
Redutseerija on aine, mis redutseerib teist ainet, loovutades sellele elektrone.

Oksüdeerijad ja redutseerijad[muuda | redigeeri lähteteksti]

Aineid, millel on oksüdeerivad omadused, nimetatakse oksüdeerijateks või oksüdantideks. Oksüdeerijad liidavad endaga elektrone, ise redutseerudes. Tüüpiline oksüdeerija on kõrge oksüdatsiooniastmega nt MnO4-, kus mangaani oksüdatsiooniaste on +7 .Teised näited oksüdeerijatest on H2O2, CrO3, Cr2O72-, OsO4.

Ained, mis redutseerivad on redutseerijad või reduktandid. Nemad loovutavad redoksreaktsioonis elektrone, ise oksüdeerudes. Redutseerijad on näiteks metallid (Li, Na, Mg), orgaanilises keemias kasutatavad NaBH4 (naatriumborhüdriid), LiAlH4 (liitiumalumiiniumhüdriid)

Roostetamine on redoksreaktsioon

Redoksreaktsioonide näiteid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Reaktsioon vesiniku ja fluori vahel:

 H_{2} + F_{2} \longrightarrow 2HF

Antud reaktsioon kulgeb kahe pool-reaktsioonina: oksüdeerumine

 H_{2} \longrightarrow 2H^{+} + 2e^- ehk teisiti  H_{2}- 2e^- \longrightarrow 2H^{+}

Elementidel on oksüdatsiooniaste 0. Esimeses poolreaktsioonis vesinik oksüdeeritakse oksüdatsiooniastmest 0 kuni oksüdatsiooniastmeni +1. Kuna vesiniku aatomeid osaleb reaktsioonis kaks, siis vesinik kaotab kokku 2*1=2 elektroni.

ja redutseerumine

 F_{2} + 2e^- \longrightarrow 2F^{-} ehk teisiti   F_{2} \longrightarrow 2F^{-} - 2e^-

Teises poolreaktsioonis redutseeritakse fluor oksüdatsiooniastmest 0 kuni −1.

Kuna kogu reaktsiooni laeng jääb muutumatuks, peab oksüdeerumisel loovutatud elektronide arv olema võrdne redutseerumisel liidetud elektronide arvuga. Poolreaktsioonide liitmisel elektronide hulk taandub välja ning elektronide ülejääki ei teki:

H_{2} \qquad\,\ \longrightarrow \ 2H^{+} + 2e^-
\underline{F_{2} + 2e^- \longrightarrow \ 2F^{-} \qquad\quad}
H_{2} + F_{2}\, \ \longrightarrow \ 2H^{+} + 2F^{-}

Ioonid moodustavad vesinikfluoriidi

H_{2} + F_{2}\, \ \longrightarrow \ 2H^{+} + 2F^{-}\  \longrightarrow \ 2HF

Redoksreaktsioonid looduses[muuda | redigeeri lähteteksti]

Looduses levinuimate redoksreaktsioonide seas on põlemine, hingamine ja roostetamine.

Vaata ka[muuda | redigeeri lähteteksti]