**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** 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 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)

Roostetamine on redoksreaktsioon

Redoksreaktsioonide näiteid
---------------------------

Reaktsioon vesiniku ja fluori vahel:

{\displaystyle H\_{2}+F\_{2}\longrightarrow 2HF}
Antud reaktsioon kulgeb kahe pool-reaktsioonina: oksüdeerumine

{\displaystyle H\_{2}\longrightarrow 2H^{+}+2e^{-}} ehk teisiti {\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

{\displaystyle F\_{2}+2e^{-}\longrightarrow 2F^{-}} ehk teisiti {\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:

{\displaystyle H\_{2}\qquad \,\ \longrightarrow \ 2H^{+}+2e^{-}}
{\displaystyle {\underline {F\_{2}+2e^{-}\longrightarrow \ 2F^{-}\qquad \quad }}}
{\displaystyle H\_{2}+F\_{2}\,\ \longrightarrow \ 2H^{+}+2F^{-}}
Ioonid moodustavad vesinikfluoriidi

{\displaystyle 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
------

1. ↑  Keemia koduõpetaja, autor Hergi Karik, kirjastus Ilo 2003" lk 115

Välislingid
-----------

* Tallinna Tehnikaülikooli professori Toomas Tamme videoloeng
* Keemiaõpetaja Neeme Katti õppevideo