Oksidēšanās-reducēšanās reakcijas

Oksidēšanās-reducēšanās reakcijas jeb redoksreakcijas ir tādas ķīmiskas reakcijas, kuru gaitā izmainās reaģējošo vielu sastāvā ietilpstošo ķīmisko elementu oksidēšanas pakāpes, jo elementu atomi viens otram atdod un pievieno elektronus. Daļiņas (atomus, jonus, molekulas), kas šādās reakcijās elektronus atdod jeb zaudē, sauc par reducētājiem, bet tās, kuras elektronus pievieno jeb iegūst — par oksidētājiem, savukārt elektronu atdošanas un oksidēšanas pakāpes palielināšanas procesu dēvē par oksidēšanos, bet elektronu pievienošanas un oksidēšanas pakāpes samazināšanas procesu — par reducēšanos. Tātad oksidētāji oksidē (atņem elektronus) reducētājus jeb oksidējamās vielas un paši reducējas (pievieno sev elektronus), turpretī reducētāji reducē (pievieno elektronus) oksidētājus jeb reducējamās vielas un paši oksidējas (atdod savus elektronus). Oksidēšanās un reducēšanās ir savstarpēji saistīti, viens no otra neatraujami procesi — ja kāda viela oksidējas, cita neizbēgami reducējas.

Oksidēšanās 

Termins "oksidēšanās" cēlies no latīņu vārda oxygenium — skābeklis. Skābeklis ir izsenis pazīstams oksidētājs un tas ir arī viens no visspēcīgākajiem oksidētājiem. Šaurākā nozīmē ar oksidēšanos saprot savienošanos ar skābekli un oksīdu veidošanos. Piemēram, oglekļa degšana skābeklī, rodoties oglekļa dioksīdam:

C + O2 → CO2

Reakcijas izejvielas ir vienkāršas vielas, kam oksidēšanas pakāpes ir 0, bet oglekļa dioksīdā ogleklim oksidēšanas pakāpe ir +4, tātad tas ir oksidējies, bet skābeklim -2 un tas ir reducējies — pievienojis sev elektronus.

Reducēšanās 
Reducēšanās jēdziens cēlies no latīņu vārda reducere, kas nozīmē "virzīt atpakaļ", t.i., samazināt oksidēšanas pakāpi; izdalīt atpakaļ metālus no to oksīdiem. Piemēram, tāds reducētājs kā ogleklis atņem skābekli vara oksīdam un rodas brīvs, reducēts varš:

2CuO + C → 2Cu + CO2

Šajā reakcijā kā oksidētājs darbojas nevis skābeklis (tā oksidēšanas pakāpe paliek nemainīga), bet vara oksīds, precīzāk, tajā ietilpstošie vara joni Cu2+.

Pazīstams reducētājs ir arī ūdeņradis. Piemēram, tas reaģē ar dzelzs oksīdiem un rodas reducētā dzelzs:

 Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

Reakciju virziens 
Oksidēšanās-reducēšanās reakcijas bieži mēdz būt apgriezeniskas, piemēram, pēdējā reakcija augstākā temperatūrā norisinās pretējā virzienā, t.i., dzelzs atņem skābekli ūdenim un oksidējas, rodoties brīvam ūdeņradim. Tas atkarīgs no daudziem faktoriem, galvenokārt no sistēmas brīvās Gibsa enerģijas un vielu oksidēšanas-reducēšanās potenciāliem.

Reakciju veidi 
 Starpmolekulārās oksidēšanās-reducēšanās reakcijas. Šīs ir visizplatītākās oksidēšanās-reducēšanās reakcijas un tajās oksidējamie un reducējamie atomi atrodas dažādu vielu molekulās.

Н2S + Cl2 → S + 2HCl

Šeit spēcīgs reducētājs (sērūdeņradis) reaģē ar hloru (spēcīgu oksidētāju), kas oksidē sērūdeņraža sastāvā esošo sēru līdz brīvai elementārvielai.

Daudz sarežģītākas starpmolekulāras reakcijas piemērs:

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

Šādā reakcijā kā oksidētājs darbojas permanganāta joni, bet divvērtīgā dzelzs oksidējas par trīsvērtīgo.

 Iekšmolekulārās oksidēšanās-reducēšanās reakcijas. Šādās reakcijās oksidējamie un reducējamie atomi atrodas vienas un tās pašas vielas molekulās. Pēc šāda mehānisma bieži norisinās savienojumu termiskās sadalīšanās reakcijas:

2KClO3 → 2KCl + 3O2 (šeit var uzskatīt, ka hlors oksidē skābekli)

 Pašoksidēšanās-pašreducēšanās reakcijas jeb disproporcionēšanās reakcijas. Tādās reakcijās daļai viena un tā paša elementa atomu oksidēšanas pakāpe paaugstinās, bet daļai — samazinās. Tipisks disproporcionēšanās piemērs ir hlora reakcija ar sārmu:

 Cl2 + KOH → 5KCl + KClO3 + H2O

Daļa hlora atomu oksidējas un veido kālija hlorātu, bet daļa reducējas par hlorīdjoniem. Kālija hidroksīdā ietilpstošie elementi savas oksidēšanas pakāpes nemaina.

Skatīt arī 
 Elektronu bilance
 Ķīmiskie strāvas avoti
 Elektrolīze

Literatūra 
 Nails Ahmetovs. Neorganiskā ķīmija. Rīga, Zvaigzne, 1978, 229. - 238. lpp.
 Guntis Rudzītis, Fricis Feldmanis. Neorganiskā ķīmija. Rīga, Zvaigzne, 1981, 276. - 282. lpp.

Atsauces 

Ķīmiskās reakcijas