Redoksreaksjon

En redoksreaksjon er en kjemisk reaksjon der et stoff blir redusert og et annet blir oksidert. At noe oksiderer betyr at ladningen til stoffet øker, altså at elektroner blir fjernet fra det. Dette kan også dreie seg om et grunnstoff innenfor et molekyl eller salt. Tilsvarende er en reduksjon en reduksjon av ladning. Hvis oksidasjonstallet (ladningstallet) til et grunnstoff forandres i en kjemisk reaksjon, er dette en redoksreaksjon.
Dette kan enten være en enkel redoksreaksjon, for eksempel at karbon blir oksidert av oksygen, og karbondioksid dannes, eller at karbon blir redusert av hydrogen, slik at de sammen danner metangass (CH4), eller en mer sammensatt prosess, som oksidasjon av sukker i menneskekroppen gjennom en rekke sammensatte elektronoverføringsprosesser.
Selve navnet er en forkortelse for reduksjonsoksidasjonsreaksjon, hvor redoks-, kommer av de to uttrykkene reduksjon og oksidasjon, og forteller at det er en reaksjon hvor det foregår både en reduksjon og en oksidasjon samtidig. Dette betyr at du må ha minst to utgangsstoffer hvor det ene oksideres og det andre reduseres. Det kan forklares på en enkel måte:

Oksidasjon er når et molekyl, atom eller ion mister et eller flere elektron(er)
Reduksjon er når et molekyl, atom eller ion får tilført elektronerAllikevel er ikke disse forklaringene helt riktige. Oksidasjon og reduksjon refererer egentlig en endring i oksidasjonstallet – ladningen til et stoff. Den faktiske overføringen av elektroner kan i mange tilfeller egentlig ikke hende. Oksidasjon er derfor bedre beskrevet som økning av oksidasjonstallet, og dermed ladningen til stoffet, mens reduksjon er senking av oksidasjonstallet, også av ladningen til stoffet. Det er mange tilfeller der elektronoverføring fører til forandring i oksidasjonstallet, men det er også mange reaksjoner, klassifisert som «redoksreaksjoner», som skjer uten at en elektronoverføring skjer.
Ikke-redoks-reaksjoner, som ikke involverer forandringer i avmålt ladning, er kalt metatese.


== Historisk betydning ==
Den opprinnelige betydningen av ordet «oksidasjon» betydde en kombinasjon av et stoff med oksygen (at stoffer tar opp oksygen), for eksempel når kull brenner i luft 

  
    
      
        
          C
        
        +
        
          
            O
          
          
            2
          
        
        ⟶
        
          
            C
            O
          
          
            2
          
        
      
    
    {\displaystyle \mathrm {C} +\mathrm {O} _{2}\longrightarrow \mathrm {CO} _{2}}
  En reduksjon vil da bety avgivelse av oksygen. Dette kalles oksygenmodellen. I dag vet vi at reduksjon og oksidasjon kan foregå utmerket godt selv om det ikke er oksygen med i reaksjonen.


== Oksiderende og reduserende faktorer ==
Stoffer som har muligheten til å oksidere andre stoffer er oksiderende og kalles gjerne for oksiderende faktorer eller oksidanter. Oksidantene «tar» elektroner fra andre stoffer og blir selv redusert. Fordi de mottar elektroner, blir de også kalt for elektronmottakere.
Oksidanter er vanligvis kjemiske stoffer med elementer med høye oksidasjonstall (for eksempel H2O2, MnO4− og CrO3) eller sterkt elektronegative stoffer som kan motta en eller to ekstra elektroner ved å oksidere et annet stoff (O, F, Cl, Br).
Stoffer som kan redusere andre stoffer er reduserende og ofte kalt reduserende faktorer eller reduktanter. Reduktanter gir lett fra seg elektroner til andre stoffer og blir selv oksidert. Fordi de gir fra seg elektroner blir de også ofte kalt for elektrondonorer. Reduksjon i kjemi kan vise til flere, veldig forskjellige ting. Metallreduksjon - elektronpositive metaller er en av de (Li, Na, Mg, Fe, Zn, Al). Disse stoffene gir veldig lett fra seg elektroner. Andre typer reduksjoner er hydridoverføringreagererne (NaBH4, LiAlH4), disse stoffene er mye brukt i organisk kjemi, ofte i reduksjonen av karbonyl sammensatt med alkoholer. En annen brukbar metode er reuduksjoner i forbindelse med hydrogengass (H2) med en palladium-, platina- eller nikkelkatalysator.
Den kjemiske måten å se på en redoksreaksjon er at reduktanten overfører elektroner til oksidanten. Altså er det reduktanten eller den reduserende faktoren som mister elektroner og blir oksidert, mens oksidanten eller den oksiderende faktoren som tar opp elektroner og blir redusert. Sammen kalles de to reaksjonene som er involvert for et redokspar.


== Redoksreaksjoner i industrien ==

Oksidasjon er brukt i mange forskjellige varianter i industrien, for eksempel produksjon av rengjøringsprodukter.
Elektrolyse er en redoksreaksjon. Elektrolyse brukes mye i industrien til framstilling av blant annet metaller.  
Redoksreaksjoner er grunnlaget for galvanisk element.


== Eksempel på redoksreaksjon ==

Et eksempel er reaksjonen mellom hydrogen og fluor til flussyre:

  
    
      
        
          
            H
          
          
            2
          
        
        +
        
          
            F
          
          
            2
          
        
        ⟶
        2
        
          H
          F
        
      
    
    {\displaystyle \mathrm {H} _{2}+\mathrm {F} _{2}\longrightarrow 2\mathrm {HF} }
  Vi kan skrive den ovennevnte reaksjonen som to halv-reaksjoner; oksidasjonen:

  
    
      
        
          
            H
          
          
            2
          
        
        ⟶
        2
        
          
            H
          
          
            +
          
        
        +
        2
        
          e
          
            −
          
        
      
    
    {\displaystyle \mathrm {H} _{2}\longrightarrow 2\mathrm {H} ^{+}+2e^{-}}
  og reduksjonen:

  
    
      
        
          
            F
          
          
            2
          
        
        +
        2
        
          e
          
            −
          
        
        ⟶
        2
        
          
            F
          
          
            −
          
        
      
    
    {\displaystyle \mathrm {F} _{2}+2e^{-}\longrightarrow 2\mathrm {F} ^{-}}
  Ved å analysere hver halvreaksjon i isolert rom kan man ofte se den ovennevnte kjemiske reaksjonen klarere. Fordi det ikke er noe annet som spiller inn på redoksreaksjonen i en reaksjon, og alle partiklene som er med i reaksjonen, ikke forsvinner på noen måte, må antall elektroner som blir frigjort i oksidasjonen være det samme som antall elektroner som tas opp av stoffet som blir redusert. 
Stoffer, også de i molekylformer, har alltid et oksidasjonstall lik null. I den første halv-reaksjonen blir hydrogen oksidert fra et oksidasjonstall lik null til et oksidasjonstall på +1. I den andre halv-reaksjonen blir fluor redusert fra et oksidasjonstall lik null til et oksidasjonstall på −1.
Man kan skrive reaksjonene sammen slik:

  
    
      
        
          
            
              
                
                  
                    
                      H
                    
                    
                      2
                    
                  
                
                
                  ⟶
                
                
                  2
                  
                    
                      H
                    
                    
                      +
                    
                  
                  +
                  2
                  
                    e
                    
                      −
                    
                  
                
              
              
                
                  
                    
                      F
                    
                    
                      2
                    
                  
                  +
                  2
                  
                    e
                    
                      −
                    
                  
                
                
                  ⟶
                
                
                  2
                  
                    
                      F
                    
                    
                      −
                    
                  
                
              
            
            
              
                
                  
                    
                      H
                    
                    
                      2
                    
                  
                  +
                  
                    
                      F
                    
                    
                      2
                    
                  
                
                
                  ⟶
                
                
                  2
                  
                    
                      H
                    
                    
                      +
                    
                  
                  +
                  2
                  
                    
                      F
                    
                    
                      −
                    
                  
                
              
            
          
        
      
    
    {\displaystyle {\frac {\begin{array}{rcl}\mathrm {H} _{2}&\longrightarrow &2\mathrm {H} ^{+}+2e^{-}\\\mathrm {F} _{2}+2e^{-}&\longrightarrow &2\mathrm {F} ^{-}\end{array}}{\begin{array}{rcl}\mathrm {H} _{2}+\mathrm {F} _{2}&\longrightarrow &2\mathrm {H} ^{+}+2\mathrm {F} ^{-}\end{array}}}}
  Elektronoverføringen kan skrives slik:

  
    
      
        
          
            H
          
          
            2
          
        
        +
        
          
            F
          
          
            2
          
        
        
         
        ⟶
         
        2
        
          
            H
          
          
            +
          
        
        +
        2
        
          
            F
          
          
            −
          
        
         
        ⟶
         
        2
        
          H
          F
        
      
    
    {\displaystyle \mathrm {H} _{2}+\mathrm {F} _{2}\,\ \longrightarrow \ 2\mathrm {H} ^{+}+2\mathrm {F} ^{-}\ \longrightarrow \ 2\mathrm {HF} }
  


== Redoksreaksjoner i biologi ==

Mye biologisk energi kommer fra redoksreaksjoner. Fotosyntesen involverer reduksjonen av karbondioksid til sukker og oksidasjonen til vann til molekylpar av oksygen. I den motsatte reaksjonen, celleånding, blir sukker oksidert og karbondioksid og vann fremstilt. Som en mellomting blir den reduserte karbonforbindelsen brukt til å redusere nikotinamid-adenin-dinukleotid, noe som fører til en elektrokjemisk gradient, noe som igjen fører til at syntesen av adenosintrifosfat (ATP) og er bevart av reduksjon av oksygen. I dyreceller sørger mitokondrium for omtrent de samme funksjonene.


== Forbrenning - et spesialtilfelle av redoksreaksjon ==
Forbrenning er en type reaksjon der et stoff, for eksempel ved en vedkubbe, reagerer med oksygengassen i lufta. Når det skjer, blir det frigjort energi, og det merker man som en temperaturstigning. For å få et knitrende bål i peisen trenges både tørr ved og en god tilgang på luft. Veden og oksygengassen i lufta er utgangsstoffene i reaksjonen, og tar man bort ett av dem, blir det ingen reaksjoner. Men man kommer ikke langt uten fyrstikker eller lighter heller. Temperaturen må nemlig være høy nok til at reaksjonen kan starte. Du må ha tenntemperaturen til utgangsstoffene.


== Referanser ==