Redoksreaktsioon

Redoksreaktsioon ehk redutseerumis-oksüdeerumisreaktsioon on keemiline reaktsioon, mille käigus aatom (või ioon) liidab või loovutab elektrone. Elektronide liikumise tõttu muutub ka aatomi oksüdatsiooniaste. Redutseerumine ja oksüdeerumine on ühe ja sellesama protsessi kaks aspekti: kui üks reaktsioonis osalev element oksüdeerub, siis teine element redutseerub. Oksüdeerumine ei saa toimuda ilma redutseerumiseta. Redoksreaktsioon saab toimuda ainult siis, kui reageerivate ühendite redokspotentsiaalid on erinevad. Redoksreaktsiooni kirjeldamiseks kasutatakse mõisteid: Oksüdatsioon on elektronide loovutamise protsess. Reduktsioon on elektronide liitmise protsess. Oksüdeerija on aine, mis oksüdeerib teist ainet, liites endale elektrone. Redutseerija on aine, mis redutseerib teist ainet, loovutades sellele elektrone. Redoksreaktsioonis oksüdeerija redutseerub ja redutseerija oksüdeerub. Redutseerumine ja reduktsioon ning oksüdeerumine ja oksüdatsioon on sünonüümid. Aineid, millel on oksüdeerivad omadused, nimetatakse oksüdeerijateks või oksüdantideks. Oksüdeerijad liidavad endaga elektrone, ise redutseerudes. Tüüpiline oksüdeerija on kõrge oksüdatsiooniastmega nt MnO4-, kus mangaani oksüdatsiooniaste on +7 .Teised näited oksüdeerijatest on H2O2, CrO3, Cr2O72-, OsO4. Ained, mis redutseerivad on redutseerijad või reduktandid. Nemad loovutavad redoksreaktsioonis elektrone, ise oksüdeerudes. Redutseerijad on näiteks metallid (Li, Na, Mg), orgaanilises keemias kasutatavad NaBH4 (naatriumborhüdriid), LiAlH4 (liitiumalumiiniumhüdriid) Reaktsioon vesiniku ja fluori vahel: H 2 + F 2 ⟶ 2 H F {\displaystyle H_{2}+F_{2}\longrightarrow 2HF} Antud reaktsioon kulgeb kahe pool-reaktsioonina: oksüdeerumine H 2 ⟶ 2 H + + 2 e − {\displaystyle H_{2}\longrightarrow 2H^{+}+2e^{-}} ehk teisiti H 2 − 2 e − ⟶ 2 H + {\displaystyle H_{2}-2e^{-}\longrightarrow 2H^{+}} Elementidel on oksüdatsiooniaste 0. Esimeses poolreaktsioonis vesinik oksüdeeritakse oksüdatsiooniastmest 0 kuni oksüdatsiooniastmeni +1. Kuna vesiniku aatomeid osaleb reaktsioonis kaks, siis vesinik kaotab kokku 2*1=2 elektroni. ja redutseerumine F 2 + 2 e − ⟶ 2 F − {\displaystyle F_{2}+2e^{-}\longrightarrow 2F^{-}} ehk teisiti F 2 ⟶ 2 F − − 2 e − {\displaystyle F_{2}\longrightarrow 2F^{-}-2e^{-}} Teises poolreaktsioonis redutseeritakse fluor oksüdatsiooniastmest 0 kuni −1. Kuna kogu reaktsiooni laeng jääb muutumatuks, peab oksüdeerumisel loovutatud elektronide arv olema võrdne redutseerumisel liidetud elektronide arvuga. Poolreaktsioonide liitmisel elektronide hulk taandub välja ning elektronide ülejääki ei teki: H 2   ⟶   2 H + + 2 e − {\displaystyle H_{2}\qquad \,\ \longrightarrow \ 2H^{+}+2e^{-}} F 2 + 2 e − ⟶   2 F − _ {\displaystyle {\underline {F_{2}+2e^{-}\longrightarrow \ 2F^{-}\qquad \quad }}} H 2 + F 2   ⟶   2 H + + 2 F − {\displaystyle H_{2}+F_{2}\,\ \longrightarrow \ 2H^{+}+2F^{-}} Ioonid moodustavad vesinikfluoriidi H 2 + F 2   ⟶   2 H + + 2 F −   ⟶   2 H F {\displaystyle H_{2}+F_{2}\,\ \longrightarrow \ 2H^{+}+2F^{-}\ \longrightarrow \ 2HF} Looduses toimuvate redoksreaktsioonide näiteks on põlemine, hingamine ja roostetamine. Elektrokeemia Redokspotentsiaal Keemia koduõpetaja, autor Hergi Karik, kirjastus Ilo 2003" lk 115 [1] Tallinna Tehnikaülikooli professori Toomas Tamme videoloeng [2] Keemiaõpetaja Neeme Katti õppevideo