• Wat zijn redoxreacties?
• Kenmerken van redoxreacties
• Soorten redoxreacties
• Voorbeelden van redoxreacties
• Industriële toepassingen

We leggen uit wat redoxreacties zijn, de soorten die er zijn, hun toepassingen, kenmerken en voorbeelden van redoxreacties.

Bij redoxreacties verliest het ene molecuul elektronen en het andere neemt ze op.

Wat zijn redoxreacties?

In chemie, staat bekend als redoxreacties, oxide-reductiereacties of reductie-oxidatiereacties op chemische reacties waarbij een uitwisseling van elektronen tussen de atomen of moleculen betrokken.

Deze uitwisseling wordt weerspiegeld in de verandering van de staat van oxidatie van de reagentia. De reactant die elektronen afstaat ondergaat oxidatie en degene die ze ontvangt, reductie.

De oxidatietoestand geeft de hoeveelheid elektronen aan die een atoom van een chemisch element opgeeft of accepteert wanneer het deel uitmaakt van een chemische reactie. Het kan ook worden geïnterpreteerd als de veronderstelde elektrische lading dat een bepaald atoom zou hebben als al zijn bindingen met andere atomen volledig ionisch waren. Ook wel het oxidatiegetal of . genoemd Valencia.

De oxidatietoestand wordt uitgedrukt in gehele getallen, waarbij de oxidatietoestand voor neutrale elementen nul is. Het kan dus positieve of negatieve waarden aannemen, afhankelijk van het type atoom en de reactie waaraan het deelneemt. Aan de andere kant, sommige atomen Ze hebben variabele oxidatietoestanden, afhankelijk van de reactie waarbij ze betrokken zijn.

Weet hoe u de toestand of het oxidatiegetal van elk atoom in a . correct kunt bepalen chemische verbinding Het is essentieel om redoxreacties te begrijpen en te analyseren. Er zijn bepaalde regels waarmee u hun waarden kunt berekenen:

• Het oxidatiegetal van neutrale elementen of moleculen is nul. Bijvoorbeeld: vaste metalen (Fe, Cu, Zn…), moleculen (O2, N2, F2).
• De ionen verbindingen van een enkel atoom hebben hun oxidatiegetal gelijk aan hun lading. Bijvoorbeeld: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Fluor heeft altijd een oxidatietoestand van -1 omdat het het meest elektronegatieve element is dat er bestaat (F–).
• Waterstof heeft altijd oxidatiegetal +1 (H +), met uitzondering van metaalhydriden (kaliumhydride, KH), waar het oxidatiegetal -1 (H–) heeft.
• Zuurstof heeft oxidatiegetal -2, op enkele uitzonderingen na:
  • Wanneer het verbindingen vormt met fluor, heeft het een oxidatiegetal van 2+. Bijvoorbeeld: zuurstofdifluoride (OF2).
  • Wanneer het peroxiden vormt, heeft het oxidatiegetal -1 (O22-). Bijvoorbeeld: waterstofperoxide (H2O2), natriumperoxide (Na2O2).
  • Wanneer het superoxiden vormt, heeft het het oxidatiegetal -½ (O2-). Bijvoorbeeld: kaliumsuperoxide (KO2).
• De algebraïsche som van de oxidatiegetallen van de atomen waaruit een neutrale verbinding bestaat, is nul.
• De algebraïsche som van de oxidatiegetallen van de atomen waaruit een polyatomisch ion bestaat, is gelijk aan de lading op het ion. Bijvoorbeeld: het sulfaatanion (SO42-) heeft oxidatiegetal -2, wat gelijk is aan de som van de oxidatiegetallen van zwavel en zuurstof, elk vermenigvuldigd met de hoeveelheid van elk atoom in de verbinding, in dit geval heeft het één zwavelatoom en vier zuurstofatomen.
• De oxidatiegetallen van sommige chemische elementen ze kunnen variëren afhankelijk van de neutrale verbinding of het ion waarvan ze deel uitmaken. Dan is het mogelijk om het oxidatiegetal van een atoom in een verbinding als volgt te berekenen:

Waar Nee() betekent oxidatiegetal, en het chemische element staat tussen haakjes.

Op deze manier zijn er in elke redoxreactie twee soorten reactanten, één die elektronen afstaat en de andere die ze accepteert:

• Een oxidatiemiddel. Het is het atoom dat de elektronen vangt. In die zin neemt de initiële oxidatietoestand af en wordt een reductie ervaren. Op deze manier verhoogt het zijn negatieve elektrische lading door elektronen te winnen.
• Een reductiemiddel. Het is het atoom dat de elektronen opgeeft en de initiële oxidatietoestand verhoogt, waarbij oxidatie wordt ondergaan. Op deze manier verhoogt het zijn positieve elektrische lading door elektronen op te geven.

Sommige chemicaliën kunnen tegelijkertijd worden geoxideerd en gereduceerd. Deze elementen worden amfolyten genoemd en het proces waarin dit gebeurt, wordt amfolisatie genoemd.

Redoxreacties zijn een van de meest voorkomende chemische reacties in de universum, omdat ze deel uitmaken van de processen van fotosynthese in de planten en van de ademen bij dieren, waardoor de continuïteit van leven.

Kenmerken van redoxreacties

Redoxreacties zijn dagelijks om ons heen. de oxidatie van metalen, de verbranding van gas in de keuken of zelfs de oxidatie van glucose te verkrijgen ATP in ons lichaam zijn enkele voorbeelden.

In de meeste gevallen geven redoxreacties een aanzienlijke hoeveelheid Energie.

Over het algemeen bestaat elke redoxreactie uit twee fasen of halfreacties. In een van de halfreacties vindt oxidatie plaats (de reactant wordt geoxideerd) en in de andere vindt reductie plaats (de reactant wordt gereduceerd).

De totale redoxreactie, die wordt verkregen door alle halfreacties algebraïsch te combineren, wordt vaak de "globale reactie" genoemd. Het is belangrijk op te merken dat wanneer semi-reacties algebraïsch worden gecombineerd, zowel massa als lading moeten worden aangepast. Dat wil zeggen, het aantal elektronen dat vrijkomt tijdens oxidatie moet hetzelfde zijn als het aantal elektronen dat wordt gewonnen tijdens reductie, en de massa van elke reactant moet gelijk zijn aan de massa van elk product.

Bijvoorbeeld:

• Reductie halfreactie. Vermindering van koper door twee elektronen op te vangen. Vermindert de oxidatietoestand.
  
• Oxidatie semi-reactie. IJzeroxidatie door twee elektronen te verliezen. Verhoogt de oxidatietoestand.
  
  Algemene reactie:
  

Soorten redoxreacties

Bij verbrandingsreacties (redoxreacties) komt energie vrij die voor beweging kan zorgen.

Er zijn verschillende soorten redoxreacties, met verschillende kenmerken. De meest voorkomende soorten zijn:

• Verbranding. Verbranding zijn chemische redoxreacties waarbij een aanzienlijke hoeveelheid energie vrijkomt in de vorm van warmte ja licht. Deze reacties zijn snelle oxidaties die veel energie afgeven. De vrijgekomen energie kan gecontroleerd worden gebruikt om beweging in automotoren op te wekken. Een element genaamd oxidatiemiddel (die wordt gereduceerd en geoxideerd tot de brandstof) en een brandstofelement (dat wordt geoxideerd en gereduceerd tot de oxidator). Enkele voorbeelden van brandstoffen zijn benzine en het gas dat we in onze keukens gebruiken, terwijl de bekendste oxidator gasvormige zuurstof (O2) is.
• Oxidatie van metalen. Het zijn reacties die langzamer zijn dan verbranding. Ze worden gewoonlijk beschreven als de afbraak van bepaalde materialen, vooral metalen, door de inwerking van zuurstof erop. Het is een wereldwijd bekend en alledaags fenomeen, vooral in kustbevolkingen, waar zouten uit de omgeving de reactie versnellen (katalyseren). Daarom moet een auto, nadat hij ons naar het strand heeft gebracht, worden ontdaan van alle sporen van zout water.
• Wanverhouding. Ook bekend als dismutatiereacties, presenteren ze een enkel reagens dat tegelijkertijd wordt gereduceerd en geoxideerd. Een typisch geval hiervan is de ontleding van waterstofperoxide (H2O2).
• Eenvoudig scrollen. Ook wel "eenvoudige substitutiereacties" genoemd, ze treden op wanneer twee elementen hun respectieve plaatsen binnen dezelfde verbinding uitwisselen. Dat wil zeggen, het ene element vervangt het andere op zijn exacte plaats in de formule, waarbij hun respectieve elektrische ladingen in voorkomend geval in evenwicht worden gebracht met andere atomen. Een voorbeeld is wat er gebeurt als een metaal waterstof in een zuur verdringt en er zouten worden gevormd, zoals gebeurt wanneer batterijen van een apparaat kapot gaan.

Voorbeelden van redoxreacties

Voorbeelden van redoxreacties zijn er in overvloed. We zullen proberen een voorbeeld te geven van elk van de eerder beschreven typen:

• De verbranding van octaan. Octaan is een koolwaterstof onderdeel van benzine dat wordt gebruikt om de motor van onze auto's aan te drijven. Wanneer octaan reageert met zuurstof, wordt octaan geoxideerd en zuurstof verminderd, waardoor een grote hoeveelheid energie vrijkomt als gevolg van deze reactie. Deze vrijgekomen energie wordt gebruikt om arbeid in de motor te genereren en daarbij ook kooldioxide en waterdamp te produceren. De vergelijking die deze reactie weergeeft is:
  
• De ontleding van waterstofperoxide. Het is een dismutatiereactie waarbij waterstofperoxide uiteenvalt in de samenstellende elementen, water en zuurstof. Bij deze reactie wordt zuurstof gereduceerd door het oxidatiegetal te verlagen van -1 (H2O2) naar -2 (H2O), en wordt het geoxideerd door het oxidatiegetal te verhogen van -1 (H2O2) naar 0 (O2).
  
• Verdringing van zilver door koper. Het is een reactie van verplaatsing eenvoudig waarin je kunt zien hoe door een fragment van metallisch koper onder te dompelen in een oplossing van zilvernitraat, de kleur van de oplossing wordt blauw en een dun laagje metallisch zilver wordt afgezet op het koperfragment. In dit geval wordt een deel van het metallische koper (Cu) omgezet in het Cu2+-ion, als onderdeel van het koper (II)nitraat (Cu (NO3) 2), waarvan de oplossing een mooie blauwe kleur heeft. Anderzijds wordt een deel van het Ag+-kation, dat deel uitmaakt van zilvernitraat (AgNO3), omgezet in metallisch zilver (Ag) dat wordt afgezet.
  
• Reactie van zink met verdund zoutzuur. Het is een eenvoudige verdringingsreactie waarbij waterstof in HCl (aq) wordt vervangen door zink om een ​​zout te vormen.
  
• IJzer oxidatie. Metallisch ijzer oxideert wanneer het in contact komt met zuurstof uit de lucht. Dit is te zien in het dagelijks leven wanneer ijzeren voorwerpen een laag bruine roest vormen wanneer ze gedurende lange tijd aan lucht worden blootgesteld. Bij deze reactie wordt metallisch ijzer (Fe), dat een oxidatietoestand van 0 heeft, omgezet in Fe3+, dat wil zeggen dat de oxidatietoestand toeneemt (het oxideert). Om deze reden wordt intuïtief of informeel gezegd: ijzer roest.
  

Industriële toepassingen

In energiecentrales kunnen redoxreacties grote motoren in beweging brengen.

De industriële toepassingen van redoxreacties zijn eindeloos. Verbrandingsreacties zijn bijvoorbeeld ideaal voor het produceren van functie dat dient om te genereren beweging in de grote motoren die in energiecentrales worden gebruikt om te produceren elektriciteit.

Het proces bestaat uit het branden fossiele brandstoffen om warmte te krijgen en te produceren waterstoom in een ketel, dan wordt deze stoom gebruikt om grote motoren of turbines aan te drijven. Aan de andere kant worden verbrandingsreacties ook gebruikt om de motor van motorvoertuigen die fossiele brandstoffen gebruiken, zoals onze auto's, aan te drijven.

Aan de andere kant zijn substitutie- en verplaatsingsredoxreacties nuttig om bepaalde elementen te verkrijgen in een staat van zuiverheid die niet vaak wordt gezien in de natuur. Zilver is bijvoorbeeld zeer reactief. Hoewel het zelden zuiver is in de minerale ondergrond, kan door middel van een redoxreactie een hoge mate van zuiverheid worden verkregen. Hetzelfde gebeurt als het gaat om het verkrijgen van zouten en andere verbindingen.