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.

## Terminoloogia
Redoksreaktsiooni kirjeldamiseks kasutatakse mõisteid:
:**[[Oksüdatsioon]]** on elektronide loovutamise protsess.
:**[[Reduktsioon (keemia)|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.

## Oksüdeerijad ja redutseerijad
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 H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, 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 kasutatakse NaBH4 (naatriumborohüdriid), LiAlH4 (liitiumalumiiniumhüdriid).

## Redoksreaktsioonide näiteid

Reaktsioon vesiniku ja fluori vahel:
: H_{2} + F_{2} \longrightarrow 2HF
Antud reaktsioon kulgeb kahe pool-reaktsioonina: oksüdeerumine
: H_{2} \longrightarrow 2H^{+} + 2e^- ehk teisiti  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} + 2e^- \longrightarrow 2F^{-} ehk teisiti  F_{2} \longrightarrow 2F^{-} - 2e^-
Teises poolreaktsioonis redutseeritakse fluor oksüdatsiooniastmest 0 kuni &minus;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} \qquad\,\ \longrightarrow \ 2H^{+} + 2e^- 
:\underline{F_{2} + 2e^- \longrightarrow \ 2F^{-} \qquad\quad}
:H_{2} + F_{2}\, \ \longrightarrow \ 2H^{+} + 2F^{-} 

Ioonid moodustavad vesinikfluoriidi
:H_{2} + F_{2}\, \ \longrightarrow \ 2H^{+} + 2F^{-}\ \longrightarrow \ 2HF

## Redoksreaktsioonid looduses
Looduses toimuvate redoksreaktsioonide näiteks on põlemine, hingamine ja roostetamine.

## Vaata ka
* Elektrokeemia
* Redokspotentsiaal

## Viited

## Välislingid
* https://www.youtube.com/watch?v=j84_PS-P-fE&ab_channel=ToomasTamm Tallinna Tehnikaülikooli professori Toomas Tamme videoloeng
* https://www.youtube.com/watch?v=OFSJYK2NyGo&ab_channel=NeemeKatt Keemiaõpetaja Neeme Katti õppevideo