Redoksreaktsioon

Allikas: Vikipeedia

See artikkel vajab toimetamist.

Redoksreaktsioon 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.

Sisukord

[redigeeri] Terminoloogia

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.

[redigeeri] Oksüdeerijad ja redutseerijad

Aineid, millel on oksüdeerimise 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. Redutseerijaid on keemias mitmeid nt metallid ( Li, Na, Mg), orgaanilises keemias kasutatavad nt NaBH4 (naatriumborhüdriid), LiAlH4 (liitiumalumiiniumhüdriid)

Roostetamine on redoksreaktsioon

[redigeeri] Redoksreaktsioonide näiteid

Reaktsioon vesiniku and 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

[redigeeri] Redoksreaktsioonid looduses

Looduses levinumate redoksreaktsioonide seas on põlemine, hingamine ja roostetamine.

[redigeeri] Vaata ka

Välja otsitud andmebaasist "http://et.wikipedia.org/wiki/Redoksreaktsioon"