• Какво представляват редокс реакции?
• Характеристики на редокс реакции
• Видове редокс реакции
• Примери за редокс реакции
• Индустриални приложения

Обясняваме какво представляват редокс реакциите, видовете, които съществуват, техните приложения, характеристики и примери за редокс реакции.

При редокс реакции една молекула губи електрони, а друга ги поема.

Какво представляват редокс реакции?

В химия, е известен като окислително-редукционни реакции, оксидно-редукционни реакции или редукционно-окислителни реакции до химични реакции, при които обменът на електрони между атомите или молекули участващи.

Този обмен се отразява в промяната на състоянието на окисляване на реагентите. Реагентът, който отделя електрони, претърпява окисление, а този, който ги получава, редукция.

Степента на окисление показва количеството електрони, което атом на химичен елемент отстъпва или приема, когато е част от химическа реакция. Може да се тълкува и като предполагаемото електрически заряд че би имал определен атом, ако всичките му връзки с други атоми са напълно йонни. Нарича се още окислително число или Валенсия.

Степента на окисление се изразява в цели числа, като е нула степента на окисление за неутралните елементи. По този начин той може да приема положителни или отрицателни стойности в зависимост от вида на атома и реакцията, в която участва. От друга страна, някои атоми Те имат променливи степени на окисление в зависимост от реакцията, в която участват.

Знайте как правилно да определите състоянието или окислителното число на всеки атом в a химично съединение Важно е да се разберат и анализират редокс реакциите. Има определени правила, които ви позволяват да изчислите техните стойности:

• Окислителният брой на неутралните елементи или молекули е нула. Например: твърди метали (Fe, Cu, Zn…), молекули (O2, N2, F2).
• В йони съединенията на един атом имат окислително число, равно на техния заряд. Например: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Флуорът винаги има степен на окисление -1, защото е най-електроотрицателният елемент, който съществува (F–).
• Водородът винаги има степен на окисление +1 (H +), с изключение на металните хидриди (калиев хидрид, KH), където има окислително число -1 (H–).
• Кислородът има окислително число -2, с няколко изключения:
  • Когато образува съединения с флуор, той има степен на окисление 2+. Например: кислороден дифлуорид (OF2).
  • Когато образува пероксиди, той има окислително число -1 (O22-). Например: водороден пероксид (H2O2), натриев пероксид (Na2O2).
  • Когато образува супероксиди, той има окислително число -½ (O2–). Например: калиев супероксид (KO2).
• Алгебричният сбор от числата на окисление на атомите, които съставляват неутрално съединение, е нула.
• Алгебричната сума от числата на окисление на атомите, които съставляват многоатомния йон, е равна на заряда върху йона. Например: сулфатният анион (SO42-) има окислително число -2, което е равно на сумата от числата на окисление на сярата и кислорода, всяко умножено по количеството на всеки атом в съединението, в този случай той има едно серен атом и четири кислородни атома.
• Окислителните числа на някои химични елементи те могат да варират в зависимост от неутралното съединение или йон, от който са част. След това е възможно да се изчисли окислителното число на атома в съединение, както следва:

Където не() означава степен на окисление, а химичният елемент се намира в скобите.

По този начин във всяка окислително-редукционна реакция има два вида реагенти, единият, който отделя електрони, а другият, който ги приема:

• Окислител. Атомът е този, който улавя електроните. В този смисъл първоначалното му окислително състояние намалява и се наблюдава редукция. По този начин той увеличава отрицателния си електрически заряд, като набира електрони.
• Редуциращ агент. Това е атомът, който оставя електроните и повишава първоначалното си окислително състояние, подлагайки се на окисление. По този начин той увеличава своя положителен електрически заряд, като се отказва от електроните.

Някои химикали могат да бъдат окислени и редуцирани едновременно. Тези елементи се наричат ​​амфолити, а процесът, при който това се случва, се нарича амфолизация.

Редокс реакциите са едни от най-често срещаните химични реакции в Вселената, тъй като са част от процесите на фотосинтеза в растения и на дишане при животни, които позволяват непрекъснатостта на живот.

Характеристики на редокс реакции

Редокс реакциите са навсякъде около нас всеки ден. Окислението на метали, на изгаряне на газ в кухнята или дори окисляване на глюкоза за получаване АТФ в нашето тяло са някои примери.

В повечето случаи окислително-редукционните реакции отделят значително количество от Енергия.

Обикновено всяка редокс реакция се състои от два етапа или полуреакции. При една от полуреакциите настъпва окисляване (реагентът се окислява), а при другата - редукция (реагентът се редуцира).

Общата редокс реакция, която се получава в резултат на алгебрично комбиниране на всички полуреакции, често се нарича „глобална реакция“. Важно е да се отбележи, че когато полуреакциите се комбинират алгебрично, както масата, така и зарядът трябва да бъдат коригирани. Тоест, броят на освободените по време на окисляването електрони трябва да бъде същият като броя на електроните, получени по време на редукция, а масата на всеки реагент трябва да е равна на масата на всеки продукт.

Например:

• Редукционна полуреакция. Понижаване на медни чрез улавяне на два електрона. Намалява степента на окисление.
  
• Полуреакция на окисляване. Окисление на желязото чрез загуба на два електрона. Повишава степента на окисление.
  
  Глобална реакция:
  

Видове редокс реакции

Реакциите на горене (редокс реакции) освобождават енергия, която може да създаде движение.

Има различни видове редокс реакции, надарени с различни характеристики. Най-често срещаните видове са:

• Изгаряне. Горенето са окислително-редукционни химични реакции, които освобождават значително количество енергия под формата на топлина Й светлина. Тези реакции са бързи окисления, които отделят много енергия. Освободената енергия може да се използва по контролиран начин за генериране на движение в автомобилните двигатели. Елемент, наречен окислител (който се редуцира и окислява до горивото) и горивен елемент (който се окислява и редуцира до окислител). Някои примери за горива са бензинът и газът, който използваме в нашите кухни, докато най-известният окислител е газообразният кислород (O2).
• Окисление на метали. Те са реакции, по-бавни от изгарянето. Обикновено се описват като разграждане на определени материали, особено метални, от действието на кислород върху тях. Това е световно известен и ежедневен феномен, особено в крайбрежните популации, където соли от околната среда ускоряват (катализират) реакцията. Ето защо една кола, след като ни отведе до плажа, трябва да бъде почистена от всички следи от солена вода.
• Диспропорция. Известни също като реакции на дисмутация, те представят единичен реагент, който се редуцира и окислява едновременно. Типичен случай за това е разлагането на водороден прекис (H2O2).
• Просто превъртане. Наричани още "прости реакции на заместване", те възникват, когато два елемента разменят съответните си места в едно и също съединение. Тоест, един елемент замества друг на точното му място във формулата, балансирайки съответните им електрически заряди с други атоми, както е подходящо. Пример е какво се случва, когато метал измести водорода в киселина и се образуват соли, както се случва, когато батерии на повреда на уред.

Примери за редокс реакции

Примери за редокс реакции са много изобилни. Ще се опитаме да дадем пример за всеки от описаните по-горе видове:

• Изгарянето на октан. Октанът е а въглеводород компонент на бензина, използван за задвижване на двигателя на нашите автомобили. Когато октанът реагира с кислород, октанът се окислява и кислородът се редуцира, като в резултат на тази реакция се отделя голямо количество енергия. Тази освободена енергия се използва за генериране на работа в двигателя, като също така произвежда въглероден диоксид и водна пара в процеса. Уравнението, което представя тази реакция е:
  
• Разлагането на водороден прекис. Това е реакция на дисмутация, при която водородният прекис се разпада на съставните си елементи, вода и кислород. При тази реакция кислородът се редуцира чрез намаляване на неговия окислителен брой от -1 (H2O2) до -2 (H2O) и се окислява чрез увеличаване на окислителното му число от -1 (H2O2) до 0 (O2).
  
• Изместване на среброто с мед. Това е реакция на изместване проста, в която можете да видите как чрез потапяне на фрагмент от метална мед в разтвор на сребърен нитрат, цвят от разтвора става синьо и върху медния фрагмент се отлага тънък слой метално сребро. В този случай част от металната мед (Cu) се трансформира в йона Cu2 +, като част от медния (II) нитрат (Cu (NO3) 2), чийто разтвор има красив син цвят. От друга страна, част от катиона Ag +, който е част от сребърния нитрат (AgNO3), се трансформира в метално сребро (Ag), което се отлага.
  
• Реакция на цинк с разредена солна киселина. Това е проста реакция на изместване, при която водородът в HCl (aq) се измества от цинк, за да се образува сол.
  
• Окисление на желязо. Металното желязо се окислява, когато влезе в контакт с кислород от въздух. Това се наблюдава в ежедневието, когато железни предмети образуват слой от кафява ръжда, когато са изложени на въздух за дълги периоди от време. При тази реакция металното желязо (Fe), което има степен на окисление 0, се трансформира в Fe3 +, тоест степента му на окисление се увеличава (окислява се). Поради тази причина интуитивно или разговорно се казва: желязото ръждясва.
  

Индустриални приложения

В електроцентралите окислително-редукционните реакции са в състояние да движат големи двигатели.

Индустриалните приложения на редокс реакциите са безкрайни. Например, реакциите на горене са идеални за производство работа който служи за генериране движение в големите двигатели, използвани в електроцентралите за производство електричество.

Процесът се състои в изгаряне изкопаеми горива за получаване на топлина и производство водна пара в котел, тогава тази пара се използва за задвижване на големи двигатели или турбини. От друга страна, реакциите на горене се използват и за задвижване на двигателя на моторни превозни средства, които използват изкопаеми горива, като нашите автомобили.

От друга страна, окислително-редукционните реакции на заместване и изместване са полезни за получаване на определени елементи в състояние на чистота, което не се наблюдава често в природата. Например, среброто е силно реактивно. Въпреки че рядко се намира чист в минералните подпочви, висока степен на чистота може да се получи чрез окислително-редукционна реакция. Същото се случва, когато става въпрос за получаване на соли и други съединения.