Redoks reakcija: Razlika med redakcijama

dodanih 5 zlogov ,  pred 5 leti
m
clean up & disambig AWB
m (clean up & disambig AWB)
[[Slika:Streichholz 1.jpg|thumb|Zgorevanje je redoksreakcija, v kateri se les oksidira s kisikom iz zraka v ogljikov dioksid in vodo.]]
'''Redoksreakcija''' ali '''redukcijsko-oksidacijska reakcija''' je vsaka [[kemijska reakcija]], v kateri [[atom]]i spremenijo svoje [[oksidacijsko stanje]]. Enostavni redoksreakciji sta oksidacija [[ogljik]]a (C) v [[ogljikov dioksid]] (CO<sub>2</sub>) in redukcija ogljika v [[metan]] (CH<sub>4</sub>). Reakcije so lahko tudi bolj zapletene. Takšna je, na primer, oksidacija [[sladkor]]jev v človeškem organizmu, ki poteka v nizu zelo zapletenih procesov prenosov [[elektron]]ov.
 
Izraz ''redoks'' izhaja iz pojmov redukcije in oksidacije (gorenja), ki ju lahko na preprost način definiramo kot
|}
 
Takšna definicija ustreza večini redoksreakcij, vendar ni povsem točna, ker govori o prenosu elektronov, do katerega pa v mnogih reakcijah sploh ne pride. Takšne so, na primer, reakcije, v katerih so [[reaktant]]i in [[produkt]]i spojine s [[kovalentna vez|kovalentnimi vezmi]]. Oksidacija je zato bolje definirana kot povečanje [[oksidacijsko stanje|oksidacijskega stanja]], redukcija pa kot zmanjšanje oksidacijskega stanja.
 
Reakcije, v katerih ne pride do spremembe oksidacijskih stanj, so [[dvojna substitucija|dvojne substitucije]] ali ''metateze''.
 
== Oksidanti in reducenti ==
Oksidanti so snovi, ki lahko oksidirajo druge snovi, oziroma snovi, ki drugim snovem odvzemajo elektrone, same pa se pri tem reducirajo. Zaradi lastnosti, da od drugih snovi sprejemajo elektrone, se imenujejo tudi ''akceptorji elektronov''.
 
Oksidanti so praviloma spojine, ki vsebujejo [[Kemični element|elemente]]e v visokih oksidacijskih stanjih, na primer H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> (O<sup>-</sup>), MnO<sub>4</sub><sup>-</sup> (Mn<sup>7+</sup> ), CrO<sub>3</sub> (Cr<sup>6+</sup>), Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub><sup>2-</sup> (Cr<sup>6+</sup>) in OsO<sub>4</sub> (Os<sup>8+</sup>), ali zelo [[elektronegativnost|elektronegativni]] elementi, ki radi sprejmejo enega ali dva elektrona (O<sub>2</sub>, F<sub>2</sub>, Cl<sub>2</sub>, Br<sub>2</sub>).
 
Reducenti so snovi, ki lahko reducirajo druge snovi, oziroma snovi, ki drugim snovem oddajajo elektrone, same pa se pri tem oksidirajo. Zaradi lastnosti, da drugim snovem oddajajo elektrone, se imenujejo tudi ''donorji elektronov''.
Reducenti so kemično zelo različni: [[elektronegativnost|elektropozitivne]] elementarne [[kovina|kovine]] (Li, Na, Mg, Fe, Zn, Al), [[kovinski hidrid]]i (NaBH<sub>4</sub>, LiAlH<sub>4</sub>), ki se zelo pogosto uporabljajo v [[organska kemija|organski kemiji]],<ref>{{cite book|last=Hudlický|first=Miloš|title=Reductions in Organic Chemistry|publisher=American Chemical Society| date=1996|location=Washington, D.C.|pages=429|isbn=0-8412-3344-6}}</ref><ref>{{cite book|last=Hudlický|first=Miloš|title=Oxidations in Organic Chemistry|publisher=American Chemical Society|date=1990|location=Washington, D.C.|pages=456|isbn=0-8412-1780-7}}</ref> predvsem za redukcijo karbonilnih spojin v [[alkohol]]e in plinasti [[vodik]] (H<sub>2</sub>) v kombinaciji s [[paladij]]evimi (Pd), [[platina|platinskimi]] (Pt) in [[nikelj|nikljevimi]] (Ni) [[katalizator]]ji. Tovrstne katalitske redukcije se uporabljajo predvem za redukcijo [[dvojna vez|dvojnih]] in [[trojna vez|trojnih vezi]] med ogljikovimi atomi ([[alken]]i, [[alkin]]i).
Kemija gleda na redukcijsko-oksidacijske procese kot na prenose elektronov z reducenta na oksidant. Reducent pri tem izgubi svoje elektrone in se oksidira, oksidant pa elektrone sprejme in se reducira. Kombinacijo oksidanta in reducenta, ki sta udeležene v neki reakciji, imenujemo ''redokspar''.
 
== Primeri redoks reakcij ==
:<math> \mathrm{F}_{2} + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{F}^{-}</math>
 
Z analizo vsake polreakcije posebej postane celotna reakcija pogosto mnogo bolj razumljiva in pregledna. Število oddanih in prejetih elektronov mora biti enako.
 
Elementi, tudi tisti v obliki molekul, imajo oksidacijsko stanje nič. V prvi polreakciji se vodik oksidira iz oksidacijskega stanja 0 v oksidacijsko stanje +1, v drugi polreakciji pa se fluor reducira iz oksidacijskega stanja 0 v oksidacijsko stanje -1.
 
Ko se obe polreakciji seštejeta, se elektroni izničijo
 
=== Enojne substitucije ===
[[Enojna substitucija|Enojne substitucije]] so istočasno tudi redoksreakcije, v katerih nekateri atomi spremenijo svoja oksidacijska stanja, do prave zamenjave atomov v spojini pa ne pride.
 
Takšna je, na primer, reakcija med [[železo]]m (Fe) in vodno [[raztopina|raztopino]] bakrovega(II) sulfata (CuSO<sub>4</sub>):
:<math>\mathrm{2Fe}^{2+} + \mathrm{H_2 O_2} + \mathrm{12H}^{+} \longrightarrow \mathrm{2Fe}^{3+} + \mathrm{2H_2 O}</math>
 
* Redukcija nitratov v [[dušik]] v prisotnosti kislin:
 
:<math>\mathrm{2NO_3}^{-} + \mathrm{10 e}^{-} + \mathrm{12H}^{+} \longrightarrow \mathrm{N_2} + \mathrm{6H_2 O}</math>
 
== Redoksreakcije v biologiji ==
Redoksreakcije so pomemben del večine bioloških procesov. Eden od njih je [[celično dihanje]], v katerem poteka oksidacija [[glukoza|glukoze]] (C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>) v ogljikov dioksid in redukcija kisika v vodo. Skupna reakcija celičnega dihanja je
 
:<math>\mathrm{C_6H_{12}O_6} + \mathrm{6O_2} \longrightarrow \mathrm{6CO_2} + \mathrm{6H_2O}</math>
:<math>\mathrm{6CO_2} + \mathrm{6H_2O} + \mathrm{svetloba} \longrightarrow \mathrm{C_6H_{12}O_6} + \mathrm{6O_2}</math>
 
Biološka energija se pogosto shranjuje in sprošča preko redoksreakcij. V fotosintezi pride do redukcije ogljikovega dioksida v enostavne [[sladkor]]je (monosaharide) in oksidacije vode v molekularni kisik. Obratna reakcija je dihanje, v katerem se sladkorji oksidirajo v ogljikov dioksid in vodo.
 
== Urejanje enačb redoksreakcij ==
 
:<math>\mathrm{10Cl}^{-} - \mathrm{10e}^{-} \longrightarrow \mathrm{5Cl_2}^{0}</math>
:<math>\mathrm{2Mn}^{7+} + \mathrm{10e}^{-} \longrightarrow \mathrm{2Mn}^{2+}</math>
 
Ko se dobljeni koeficienti prenesejo v začetno enačbo, nastane nova enačba, ki je že skoraj urejena:
2.529

urejanj