• Ce sunt reacțiile redox?
• Caracteristicile reacțiilor redox
• Tipuri de reacții redox
• Exemple de reacții redox
• Aplicatii industriale

Vă explicăm ce sunt reacțiile redox, tipurile care există, aplicațiile lor, caracteristicile și exemple de reacții redox.

În reacțiile redox, o moleculă pierde electroni, iar alta îi ia.

Ce sunt reacțiile redox?

În chimie, este cunoscut sub numele de reacții redox, reacții de oxid-reducere sau reacții de reducere-oxidare la reacții chimice în care un schimb de electroni între atomi sau molecule implicat.

Acest schimb se reflectă în schimbarea stării de oxidare a reactivilor. Reactivul care cedează electroni suferă oxidare, iar cel care îi primește, reducere.

Starea de oxidare indică cantitatea de electroni pe care un atom al unui element chimic o renunță sau îi acceptă atunci când face parte dintr-un reactie chimica. Poate fi interpretat și ca presupus incarcare electrica pe care l-ar avea un anumit atom dacă toate legăturile sale cu alți atomi ar fi complet ionice. Denumit și numărul de oxidare sau Valencia.

Starea de oxidare se exprimă în numere întregi, fiind zero starea de oxidare pentru elementele neutre. Astfel, poate lua valori pozitive sau negative în funcție de tipul de atom și de reacția la care participă. Pe de altă parte, unii atomi Au stări de oxidare variabile în funcție de reacția în care sunt implicați.

Aflați cum să determinați corect starea sau numărul de oxidare al fiecărui atom din a component chimic Este esențial să înțelegem și să analizați reacțiile redox. Există anumite reguli care vă permit să calculați valorile lor:

• Numărul de oxidare al elementelor sau moleculelor neutre este zero. De exemplu: metale solide (Fe, Cu, Zn...), molecule (O2, N2, F2).
• The ionii compușii unui singur atom au numărul de oxidare egal cu sarcina lor. De exemplu: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Fluorul are întotdeauna o stare de oxidare -1 deoarece este cel mai electronegativ element care există (F–).
• Hidrogenul are întotdeauna număr de oxidare +1 (H +), cu excepția hidrurilor metalice (hidrură de potasiu, KH), unde are număr de oxidare -1 (H–).
• Oxigenul are numărul de oxidare -2, cu câteva excepții:
  • Când formează compuși cu fluor, are un număr de oxidare de 2+. De exemplu: difluorura de oxigen (OF2).
  • Când formează peroxizi, are număr de oxidare -1 (O22-). De exemplu: peroxid de hidrogen (H2O2), peroxid de sodiu (Na2O2).
  • Când formează superoxizi, are numărul de oxidare -½ (O2–). De exemplu: superoxid de potasiu (KO2).
• Suma algebrică a numerelor de oxidare ale atomilor care formează un compus neutru este zero.
• Suma algebrică a numerelor de oxidare ale atomilor care formează un ion poliatomic este egală cu sarcina ionului. De exemplu: anionul sulfat (SO42-) are numărul de oxidare -2, care este egal cu suma numerelor de oxidare ale sulfului și oxigenului, fiecare înmulțit cu cantitatea fiecărui atom din compus, în acest caz, are câte unul. atom de sulf și patru atomi de oxigen.
• Numerele de oxidare ale unora elemente chimice pot varia în funcție de compusul neutru sau ionul din care fac parte. Apoi, este posibil să se calculeze numărul de oxidare al unui atom dintr-un compus după cum urmează:

Unde Nu() înseamnă numărul de oxidare, iar elementul chimic se găsește între paranteze.

În acest fel, în fiecare reacție redox există două tipuri de reactanți, unul care renunță la electroni și celălalt care îi acceptă:

• Un agent oxidant. Este atomul care captează electronii. În acest sens, starea sa inițială de oxidare scade și se experimentează o reducere. În acest fel, își crește sarcina electrică negativă prin câștigarea de electroni.
• Un agent reducător. Este atomul care renunță la electroni și își crește starea inițială de oxidare, suferind oxidare. În acest fel, își crește sarcina electrică pozitivă renunțând la electroni.

Unele substanțe chimice pot fi oxidate și reduse în același timp. Aceste elemente se numesc amfoliți, iar procesul în care se întâmplă acest lucru se numește amfolizare.

Reacțiile redox sunt una dintre cele mai frecvente reacții chimice din univers, deoarece fac parte din procesele de fotosinteză în plantelor iar al respiraţie la animale, care permit continuitatea viaţă.

Caracteristicile reacțiilor redox

Reacțiile redox sunt peste tot în jurul nostru în fiecare zi. Oxidarea metale, cel combustie de gaz în bucătărie sau chiar oxidarea glucozei pentru a obţine ATP în corpul nostru sunt câteva exemple.

În cele mai multe cazuri, reacțiile redox eliberează o cantitate semnificativă de Energie.

În general, fiecare reacție redox este alcătuită din două etape sau semireacții. Într-una dintre semireacții are loc oxidarea (reactivul este oxidat) iar în cealaltă are loc reducerea (reactivul este redus).

Reacția redox totală, care se obține ca rezultat al combinării algebrice a tuturor semireacțiilor, este adesea numită „reacție globală”. Este important de reținut că atunci când semi-reacțiile sunt combinate algebric, atât masa, cât și sarcina trebuie ajustate. Adică, numărul de electroni eliberați în timpul oxidării trebuie să fie același cu numărul de electroni câștigați în timpul reducerii, iar masa fiecărui reactant trebuie să fie egală cu masa fiecărui produs.

De exemplu:

• Semireacție de reducere. Reducere a cupru prin captarea a doi electroni. Reduce starea sa de oxidare.
  
• Semireacție de oxidare. Oxidarea fierului prin pierderea a doi electroni. Își crește starea de oxidare.
  
  Reacția globală:
  

Tipuri de reacții redox

Reacțiile de ardere (reacții redox) eliberează energie care poate crea mișcare.

Există diferite tipuri de reacții redox, dotate cu caracteristici diferite. Cele mai comune tipuri sunt:

• Combustie. Arderea sunt reacții chimice redox care eliberează o cantitate semnificativă de energie sub formă de căldură Y ușoară. Aceste reacții sunt oxidări rapide care degajă multă energie. Energia eliberată poate fi utilizată într-un mod controlat pentru a genera mișcare în motoarele auto. Un element numit oxidant (care este redus și oxidat la combustibil) și un element de combustibil (care este oxidat și redus la oxidant). Câteva exemple de combustibili sunt benzina și gazul pe care îl folosim în bucătăriile noastre, în timp ce cel mai cunoscut oxidant este oxigenul gazos (O2).
• Oxidare a metalelor. Sunt reacții mai lente decât arderea. Ele sunt descrise în mod obișnuit ca degradarea anumitor materiale, în special a celor metalice, prin acțiunea oxigenului asupra lor. Este un fenomen cunoscut în întreaga lume și cotidian, în special în populațiile de coastă, unde sărurile din mediu accelerează (catalizează) reacția. De aceea o mașină, după ce ne duce la plajă, trebuie curățată de orice urmă de apă sărată.
• Disproporţie. Cunoscute și sub denumirea de reacții de dismutare, ele prezintă un singur reactiv care este redus și oxidat în același timp. Un caz tipic în acest sens este descompunerea peroxidului de hidrogen (H2O2).
• Defilare simplă. Denumite și „reacții de substituție simple”, ele apar atunci când două elemente își schimbă locurile respective în cadrul aceluiași compus. Adică, un element îl înlocuiește pe altul în locul său exact în formulă, echilibrând sarcinile electrice respective cu alți atomi, după caz. Un exemplu este ceea ce se întâmplă atunci când un metal înlocuiește hidrogenul într-un acid și se formează săruri, așa cum se întâmplă atunci când baterii a unui aparat defect.

Exemple de reacții redox

Exemplele de reacții redox sunt foarte abundente. Vom încerca să dăm un exemplu pentru fiecare dintre tipurile descrise anterior:

• Arderea octanului. Octanul este a hidrocarbură componentă a benzinei folosită pentru a rula motorul mașinilor noastre. Când octanul reacționează cu oxigenul, octanul este oxidat și oxigenul este redus, eliberând o cantitate mare de energie ca urmare a acestei reacții. Această energie eliberată este folosită pentru a genera lucru în motor, producând și dioxid de carbon și vapori de apă în acest proces. Ecuația care reprezintă această reacție este:
  
• Descompunerea peroxidului de hidrogen. Este o reacție de dismutare în care peroxidul de hidrogen se descompune în elementele sale constitutive, apă și oxigen. În această reacție, oxigenul este redus prin scăderea numărului său de oxidare de la -1 (H2O2) la -2 (H2O) și este oxidat prin creșterea numărului său de oxidare de la -1 (H2O2) la 0 (O2).
  
• Deplasarea argintului de cupru. Este o reacție a deplasare simplu în care se poate observa cum prin scufundarea unui fragment de cupru metalic într-o soluție de azotat de argint, culoare a soluţiei devine albastră şi pe fragmentul de cupru se depune un strat subţire de argint metalic. În acest caz, o parte din cuprul metalic (Cu) se transformă în ionul Cu2 +, ca parte a nitratului de cupru (II) (Cu (NO3) 2), a cărui soluție are o frumoasă culoare albastră. Pe de altă parte, o parte din cationul Ag +, care face parte din nitratul de argint (AgNO3), se transformă în argint metalic (Ag) care se depune.
  
• Reacția zincului cu acidul clorhidric diluat. Este o reacție simplă de deplasare în care hidrogenul din HCI (aq) este înlocuit de zinc pentru a forma o sare.
  
• Oxidarea fierului. Fierul metalic se oxidează atunci când intră în contact cu oxigenul din aer. Acest lucru se vede în viața de zi cu zi când obiectele de fier formează un strat de rugină maro atunci când sunt expuse la aer pentru perioade lungi de timp. În această reacție, fierul metalic (Fe), care are o stare de oxidare 0, este transformat în Fe3 +, adică starea sa de oxidare crește (se oxidează). Din acest motiv, se spune intuitiv sau colocvial: fierul rugineste.
  

Aplicatii industriale

În centralele electrice, reacțiile redox sunt capabile să miște motoare mari.

Aplicațiile industriale ale reacțiilor redox sunt nesfârșite. De exemplu, reacțiile de ardere sunt ideale pentru producere loc de munca care serveşte la generare circulaţie în motoarele mari folosite în centralele electrice pentru a produce electricitate.

Procesul constă în ardere combustibili fosili pentru a obține căldură și a produce abur de apă într-un cazan, atunci acest abur este folosit pentru a conduce motoare mari sau turbine. Pe de altă parte, reacțiile de ardere sunt, de asemenea, folosite pentru a porni motorul autovehiculelor care folosesc combustibili fosili, cum ar fi mașinile noastre.

Pe de altă parte, reacțiile redox de substituție și deplasare sunt utile pentru a obține anumite elemente într-o stare de puritate care nu este des întâlnită în natură. De exemplu, argintul este foarte reactiv. Deși este rar să-l găsești pur în subsolul mineral, printr-o reacție redox se poate obține un grad ridicat de puritate. La fel se intampla si cand vine vorba de obtinerea de saruri si altele compuși.