ஒடுக்க-ஏற்ற வேதிவினைகள்

ஆக்சிசனேற்ற மற்றும் ஒடுக்க வினைகள் (reduction-oxidation, சுருக்கமாக Redox) என்பது ஒரு வேதிவினை வகை ஆகும். ஒரு தனிமம் அல்லது சேர்மம், வேதிவினைக்கு உட்படும் போது அதன் எலற்றான் எண்ணிக்கையில் மாறுதல் எற்பட்டால், அவ்வினை ஒடுக்க ஏற்ற வினை ) வகை  வேதிவினையாகக் கருதப்படுகிறது. ஆக்சிசனேற்றம் மற்றும் ஒடுக்கம் என்ற இரண்டு வினைகளும் இடம்பெறுகின்ற வேதி வினைகளில் எலக்ட்ரான் மாற்ற செயல்முறை முக்கியமான இரண்டு கோட்பாடுகளைப் பின்பற்றுகிறது. ஆக்சிசனேற்ற நிலையில் மாற்றம் ஏற்படுகின்ற அனைத்து வினைகளும் ஒடுக்க ஏற்ற வினைகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன. பொதுவாக ஒடுக்க ஏற்ற வினைகளில் வேதியியல் இனங்களுக்குள் எலக்ட்ரான் மாற்றம் நிகழ்கிறது. எந்த வேதிப்பொருளில் இருந்து எலக்ட்ரான் பறிக்கப்படுகிறதோ அப்பொருள் ஆக்சிசனேற்றம் அடைந்ததாகவும், எந்த வேதிப்பொருளுடன் எலக்ட்ரான் சேர்க்கப்படுகிறதோ அப்பொருள் ஒடுக்கம் அடைந்ததாகவும் கருதப்படுகிறது.
 
ஆக்சிசனேற்றம்: ஒரு தனிமம் வேதிவினையில் எலக்ட்ரான்களை இழந்தால் அது  ஆக்சிசனேற்றம் அடைவதாகக் கூறப்படுகிறது. அல்லது  ஒரு மூலக்கூறு அல்லது அணு அல்லது அயனியால் ஆக்சிசனேற்ற நிலை அதிகரித்தால் அதை ஆக்சிசனேற்ற வினை எனலாம்.
ஒடுக்கம்: நிகழும் வினையினால் ஒரு வேதிப் பொருள் எலக்ட்ரான்களைப் பெற்றுக் கொண்டால் அவ்வினை ஒடுக்க வினை எனப்படுகிறது. அல்லது ஒரு  மூலக்கூறு அல்லது அணு அல்லது அயனியால் ஆக்சிசனேற்ற நிலை குறைந்தால் அது ஒடுக்க வினை எனப்படுகிறது.
 
 
Reduction is the gain of electrons or a decrease in oxidation state by a molecule, atom, or ion.

பெயர்க் காரணம்

ஆக்சிசனேற்றம் 
ஆரம்ப காலத்தில், ஆக்சிசனுடன் ஒரு தனிமம் வினைபுரிந்து அதன் ஆக்சைடாக மாறுவதே, ஆக்சிசனேற்றம் என்று அழைக்கப்பட்டது. எடுத்துக்காட்டாக, கார்பன்(C) ஆக்சிசனுடன்(O2) வினைபுரிந்து, கார்பன்-டை-ஆக்சைடைத் தரும் வினையில் கார்பன், ஆக்சிசனேற்றம் அடைந்து எலக்ட்ரான்களை ஆக்சிசனுக்கு வழங்குகிறது. இது ஒரு ஆக்சிசனேற்ற வினையாகும்.

(எ-க): C + O2 -> CO2

பின்னர் ஆக்சிசனை ஒத்த தனிமங்கள் இதே போன்ற வேதி வினையில் ஈடுபடுவது, ஆக்சிசனேற்றம் என்று அழைக்கப்பட்டது. அதன் பின்னர், இப்பெயர் மேலும் பொதுவாக்கப்பட்டு, ஒரு தனிமம் எலக்ட்ரான்களை இழக்கும் எல்லா வேதிவினைகளுமே, 'ஆக்சிசனேற்ற  வினைகள்' என்று அழைக்கப்பட்டன.

ஒடுக்கம் 
'ஒடுக்கம்' என்ற சொல் எடை குறைதலோடு தொடர்புடையது. அதாவது, முற்காலத்தில், உலேகத்தாதுக்களான, உலோகஆக்சைடுகளிலிருந்து, உலோகத்தை உருக்கிப் பிரித்தெடுப்பர். எடுத்துக்காட்டாக  சிங்க்ஆக்சைடு(ZnO), கல்கரியுடன்(C) 1673K வெப்பநிலையில் வினைபுரிந்து 'சிங்க்' உலோகமாக ஒடுக்கமடையும் கீழ்கண்ட வினையைக் கருதலாம்..  
(எ.கா): ZnO + C -> Zn + CO 
இந்நிகழ்வில், சிங்க்ஆக்சைடிலிருந்து, ஆக்சிசன் பிரிந்து செல்வதால் எடை குறைகிறது. இதன் காரணமாக, ஆக்சிசன், சேர்மத்திலிருந்து பிரிந்து செல்லும் அனைத்து வினைகளும் 'ஒடுக்க வினைகள்' என்றழைக்கப்பட்டன. 
பின்னர், ஆக்சிசன் வெளியேறும் போது, உலோகத்தின் எலக்ட்ரான்கள் எண்ணிக்கை அதிகரிப்பதைக் கண்டறிந்தார்கள். எனவே எலக்ட்ரான்களை அதிகரிக்கச் செய்யும் அனைத்து வினைகளுமே, ஒடுக்க வினைகள் என்றழைக்கப்பட்டன.

ஒடுக்க-ஏற்ற வேதிவினைகள்
தற்காலத்தில் ஆக்சிசனேற்றமும், ஒடுக்கமும் ஒரு வேதிவினையின்  எலக்ட்ரான் பரிமாற்ற நிகழ்வுகளை மட்டுமே குறிக்கின்றன. சற்று உற்று நோக்கினால், மேற்சொன்ன அனைத்து வினைகளிலுமே, ஒரு தனிமம் எலக்ட்ரான்களை இழந்தால், மற்றொன்று எலக்ட்ரான்களைப் பெறுகிறது என்பது புலப்படும். எனவே தற்காலத்தில் ஒடுக்க வினைகள், ஆக்சிசனேற்ற வினைகள் இரண்டுமே ஒரே பெயரால், 'ஒடுக்க-ஏற்ற வினைகள்' என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

எடுத்துக்காட்டாக கீழ்கண்ட வினையில், சோடியம்(Na) ஆக்சிசனேற்றமும்,  ஃப்ளூரின்(F) ஒடுக்கமும் அடைகின்றன.
(எ.கா): Na + F -> Na+F-

ஆக்சிசனேற்றி மற்றும் ஒடுக்கிகள் 
பிற தனிமங்களை ஒடுக்கக் கூடிய பொருள் ஒடுக்கி (reductant) என்றும், பிற தனிமங்களை ஆக்கிசனேற்றம் செய்யக் கூடியவை ஆக்சிசனேற்றி என்றும் அழைக்கப்படுகின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, மேற்கண்ட வினையில் சோடியம்(Na) ஒடுக்கியாக செயல்பட்டு, ஃப்ளூரினை(F) ஒடுக்கமடையச் செய்கிறது. அதேபோல் ஃப்ளூரின்(F) ஆக்சிசனேற்றியாகச் செயல்பட்டு, சோடியத்தை(Na) ஆக்சிசனேற்றம் அடையச் செய்கிறது.

ஒடுக்க-ஏற்ற வினைகளுக்கு எடுத்துக்காட்டுகள் 

ஐதரசன் மற்றும் புளோரின் ஆகிய வாயுக்களுக்கு இடையில் நிகழும் வேதிவினையை ஒடுக்க-ஏற்ற வினைகளுக்கு சிறந்த உதாரணமாகக் கூறலாம். இவ்வினையில் ஐதரசன் ஆக்சிசனேற்றம் அடைகிறது. புளோரின் ஒடுக்கம் அடைகிறது. 
 +  → 2 HF
இந்த ஒட்டுமொத்த வேதிவினையை நாம் இரண்டு சமன்பாடுகளாகப் பிரித்து எழுதலாம்.
ஆக்சிசனேற்றத்தை,
 → 2 H+ + 2 e−
ஒடுக்க வினையை,
 + 2 e− → 2 F−
இவ்விரண்டு அரை வினைகளையும் தனித்தனியாக ஆராய்ந்து அலசினால் ஒட்டுமொத்த ஒடுக்க ஏற்ற வினையை நம்மால் கூடுதலாக புரிந்துகொள்ள இயலும். ஒட்டுமொத்த ஒடுக்க ஏற்ற வினையின் முடிவில் நிகர மின்சுமையில் மாற்றம் ஏதும் ஏற்படவில்லை. ஆக்சிசனேற்ற வினையில் உபரியாகக் காணப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை ஒடுக்க வினையில் எடுத்துக் கொள்ளப்படும் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கைக்குச் சமமாக இருக்கிறது. 
மூலக்கூற்று வடிவிலும் இத்தனிமங்க்களின் ஆக்சிசனேற்ற நிலை எப்போதும் 0 என்ற நிலையிலேயே உள்ளது. முதல் பாதி வினையில் ஐதரசன் 0  என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையில் இருந்து +1 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலைக்கு ஆக்சிசனேற்றமடைகிறது. இரண்டாவது பாதி வினையில் புளோரின் 0  என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையில் இருந்து -1 என்ற நிலைக்கு ஒடுக்கமடைகிறது.
இரண்டு அரைபாதி வினைகளையும் ஒன்றாகச் சேர்க்கும் போது எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை இரத்து ஆகிறது.
 
{|
|align=right|
|→
|align=left|2 H+ + 2 e−
|-
|align=right| + 2 e−
|→
|align=left|2 F−
|-
|colspan=3|
|-
|align=right|H2 + F2
|→
|align=left|2 H+ + 2 F−
|}
 
அயனிகள் தொடர்ந்து இணைந்து ஐதரசன் புளோரைடு சேர்மத்தை உருவாக்குகின்றன, 
 
2 H+ + 2 F− → 2 HF
 
ஒட்டுமொத்த வினையை பின்வருமாறு எழுதலாம்.
 
 +  → 2 HF

உலோக இடப்பெயர்ச்சி 

 
இந்த வகையிலான  வினையில், ஒரு சேர்மத்திலுள்ள  அல்லது ஒரு கரைசலிலுள்ள உலோக அணுவானது  மற்றொரு உலோகத்தின் அணுவால் இடப்பெயர்ச்சி செய்யப்படுகின்ற வகை வினையாகும். 
 
எடுத்துக்காட்டாக துத்தநாகம் உலோகம் ஒரு தாமிர(II) சல்பேட்டுக்  கரைசலில் வைக்கப்படும் போது துத்தனாகம் தாமிரத்தை இடப்பெயர்ச்சி செய்கிறது. தாமிரம் வீழ்படிவாக மாறுகிறது. 
Zn(நீ)+ CuSO4(நீரிய) → ZnSO4(நீரிய) + Cu(திண்மம்)
மேற்கண்ட வினையில் துத்தநாகம்  தனிமமானது தாமிர சல்பேட்டிலிருந்த தாமிரத்தை இடப்பெயர்ச்சி செய்துவிட்டு தாமிரம் உலோகத்தை தனித்து விடுகிறது,
 
இவ்வினைக்கான அயனிச் சமன்பாடு:
 
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
 
மேற்கண்ட இரண்டு அரை வினைகள் போல இங்கு துத்தநாகம் ஆக்சிசனேற்றமடைகிறது. 
 
Zn → Zn2+ + 2 e−
 
இங்கு தாமிரம் ஒடுக்கப்படுகிறது. 
 
Cu2+ + 2 e− → Cu

இவற்றையும் பார்க்கவும் 
 ஒடுக்கி
 ஆக்சிசனேற்றி
 எலக்ட்ரான் கவர் திறன்
 அரிமாணம்

வெளி இணைப்புகள் 

 Chemical Equation Balancer - An open source chemical equation balancer that handles redox reactions.
 Video - Synthesis of Copper(II) Acetate  20 Feb. 2009
 Redox reactions calculator
 Redox reactions at Chemguide
 Online redox reaction equation balancer, balances equations of any half-cell and full reactions

மேற்கோள்கள்

வேதி வினைகள்