• Що таке окислювально-відновні реакції?
• Характеристика окисно-відновних реакцій
• Види окисно-відновних реакцій
• Приклади окисно-відновних реакцій
• Промислове застосування

Ми пояснюємо, що таке окислювально-відновні реакції, які існують типи, їх застосування, характеристики та приклади окисно-відновних реакцій.

У окисно-відновних реакціях одна молекула втрачає електрони, а інша забирає їх.

Що таке окислювально-відновні реакції?

в хімія, відомий як окислювально-відновні реакції, реакції окислення-відновлення або реакції відновлення-окислення до хімічних реакцій, у яких відбувається обмін електрони між атомами або молекули залучений.

Цей обмін відображається у зміні стану о окислення реагентів. Реагент, який віддає електрони, піддається окисленню, а той, що їх отримує, відновленню.

Ступінь окислення вказує на кількість електронів, які атом хімічного елемента віддає або приймає, коли він є частиною хімічна реакція. Його також можна трактувати як гадане електричний заряд який мав би певний атом, якби всі його зв’язки з іншими атомами були повністю іонними. Також називається числом окислення або Валенсія.

Ступінь окислення виражається в цілі числа, що дорівнює нулю ступеня окислення для нейтральних елементів. Таким чином, він може приймати позитивні або негативні значення в залежності від типу атома і реакції, в якій він бере участь. З іншого боку, деякі атоми Вони мають різний ступінь окислення в залежності від реакції, в якій вони беруть участь.

Знати, як правильно визначити стан або ступінь окиснення кожного атома в а хімічна сполука Важливо розуміти та аналізувати окислювально-відновні реакції. Існують певні правила, які дозволяють обчислити їх значення:

• Степень окиснення нейтральних елементів або молекул дорівнює нулю. Наприклад: тверді метали (Fe, Cu, Zn…), молекули (O2, N2, F2).
• The іонів сполуки одного атома мають ступінь окиснення, рівну їх заряду. Наприклад: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Фтор завжди має ступінь окислення -1, оскільки це найбільш електронегативний елемент (F–).
• Водень завжди має ступінь окиснення +1 (H +), за винятком гідридів металів (гідрид калію, KH), де він має ступінь окиснення -1 (H–).
• Кисень має ступінь окиснення -2, за деякими винятками:
  • Коли він утворює з’єднання з фтором, він має ступінь окиснення 2+. Наприклад: дифторид кисню (OF2).
  • Коли він утворює пероксиди, він має ступінь окиснення -1 (O22-). Наприклад: перекис водню (H2O2), перекис натрію (Na2O2).
  • Коли він утворює супероксиди, він має ступінь окиснення -½ (O2–). Наприклад: супероксид калію (KO2).
• Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів, що входять до складу нейтральної сполуки, дорівнює нулю.
• Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів, що утворюють багатоатомний іон, дорівнює заряду на іоні. Наприклад: сульфат-аніон (SO42-) має ступінь окиснення -2, що дорівнює сумі ступенів окислення сірки та кисню, помножених на кількість кожного атома в з'єднанні, у цьому випадку він має один атом сірки і чотири атоми кисню.
• Степень окиснення деяких хімічні елементи вони можуть змінюватися залежно від нейтральної сполуки або іона, до складу якого вони входять. Потім можна розрахувати ступінь окиснення атома в сполукі наступним чином:

Де немає() означає ступінь окиснення, а хімічний елемент знаходиться в дужках.

Таким чином, у кожній окислювально-відновній реакції є два типи реагентів, один з яких віддає електрони, а інший — приймає їх:

• Окисник. Це атом, який захоплює електрони. У цьому сенсі його початковий ступінь окислення зменшується, і відбувається відновлення. Таким чином, він збільшує свій негативний електричний заряд, залучаючи електрони.
• Відновник. Саме атом віддає електрони і збільшує свій початковий ступінь окислення, зазнаючи окислення. Таким чином, він збільшує свій позитивний електричний заряд, відмовляючись від електронів.

Деякі хімічні речовини можуть бути окислені і відновлені одночасно. Ці елементи називаються амфолітами, а процес, в якому це відбувається, називається амфолізацією.

Окисно-відновні реакції є однією з найпоширеніших хімічних реакцій всесвіту, оскільки вони є частиною процесів фотосинтез в рослини і з дихання у тварин, які допускають безперервність життя.

Характеристика окисно-відновних реакцій

Окисно-відновні реакції оточують нас щодня. Окислення метали, горіння газу на кухні або навіть окислення глюкози для отримання АТФ в нашому тілі є кілька прикладів.

У більшості випадків окислювально-відновні реакції виділяють значну кількість Енергія.

Як правило, кожна окисно-відновна реакція складається з двох стадій або напівреакцій. В одній із напівреакцій відбувається окислення (реагент окислюється), а в другій — відновлення (реагент відновлюється).

Повну окислювально-відновну реакцію, яка виходить в результаті алгебраїчного об’єднання всіх напівреакцій, часто називають «глобальною реакцією». Важливо відзначити, що коли напівреакції поєднуються алгебраїчно, необхідно коригувати і масу, і заряд. Тобто кількість електронів, що виділяються під час окислення, має бути такою ж, як і кількість електронів, отриманих під час відновлення, а маса кожного реагенту повинна дорівнювати масі кожного продукту.

Наприклад:

• Напівреакція відновлення. Зменшення мідь захоплюючи два електрони. Знижує ступінь його окислення.
  
• Напівреакція окислення. Окислення заліза шляхом втрати двох електронів. Підвищує ступінь його окислення.
  
  Глобальна реакція:
  

Види окисно-відновних реакцій

Реакції горіння (окислительно-відновні реакції) вивільняють енергію, яка може створити рух.

Існують різні типи окисно-відновних реакцій, наділених різними характеристиками. Найпоширенішими типами є:

• Горіння. Горіння — це окислювально-відновні хімічні реакції, які виділяють значну кількість енергії у вигляді тепла Ю світло. Ці реакції є швидкими окисленнями, які виділяють багато енергії. Вивільнена енергія може бути використана контрольованим способом для створення руху в двигунах автомобілів. Елемент під назвою окислювач (який відновлюється і окислюється до палива) і паливний елемент (який окислюється і відновлюється до окислювача). Деякі приклади палива - це бензин і газ, який ми використовуємо на наших кухнях, а найвідомішим окислювачем є газоподібний кисень (O2).
• Окислення з металів. Це реакції повільніше, ніж горіння. Їх зазвичай описують як руйнування деяких матеріалів, особливо металевих, під дією кисню на них. Це всесвітньо відоме і повсякденне явище, особливо в прибережних популяціях, де солі з навколишнього середовища прискорюють (каталізують) реакцію. Тому автомобіль, доставивши нас на пляж, необхідно очистити від усіх слідів солоної води.
• Диспропорція. Також відомі як реакції дисмутації, вони представляють один реагент, який одночасно відновлюється та окислюється. Типовим випадком цього є розкладання перекису водню (H2O2).
• Просте прокручування. Також називають «реакціями простого заміщення», вони відбуваються, коли два елементи обмінюються своїми місцями в одній сполукі. Тобто один елемент замінює інший на його точному місці у формулі, урівноважуючи відповідні електричні заряди з іншими атомами відповідно до потреби. Прикладом є те, що відбувається, коли метал витісняє водень у кислоті і утворюються солі, як це відбувається, коли батареї поломки приладу.

Приклади окисно-відновних реакцій

Прикладів окисно-відновних реакцій дуже багато. Ми спробуємо навести приклад кожного з описаних раніше видів:

• Згоряння октану. Октан - це а вуглеводневі компонент бензину, який використовується для роботи двигуна наших автомобілів. Коли октан реагує з киснем, октан окислюється і кисень відновлюється, вивільняючи в результаті цієї реакції велику кількість енергії. Ця вивільнена енергія використовується для створення роботи в двигуні, також утворюючи вуглекислий газ і водяну пару в процесі. Рівняння, що представляє цю реакцію:
  
• Розкладання перекису водню. Це реакція дисмутації, під час якої перекис водню розкладається на складові елементи, воду та кисень. У цій реакції кисень відновлюється шляхом зменшення його ступеня окиснення від -1 (H2O2) до -2 (H2O), а окислюється шляхом збільшення його ступеня окиснення від -1 (H2O2) до 0 (O2).
  
• Витіснення срібла міддю. Це реакція зміщення простий, у якому можна побачити, як занурюючи фрагмент металевої міді в розчин нітрату срібла, колір розчину синіє і на мідний уламок осідає тонкий шар металевого срібла. При цьому частина металевої міді (Cu) перетворюється в іон Cu2 +, у складі нітрату міді (II) (Cu (NO3) 2), розчин якого має красивий блакитний колір. З іншого боку, частина катіону Ag +, що входить до складу нітрату срібла (AgNO3), перетворюється на металеве срібло (Ag), яке осідає.
  
• Реакція цинку з розведеною соляною кислотою. Це проста реакція витіснення, в якій водень у HCl (водний) витісняється цинком з утворенням солі.
  
• Окислення заліза. Металеве залізо окислюється при контакті з киснем повітря. Це спостерігається в повсякденному житті, коли залізні предмети утворюють шар коричневої іржі під час тривалого впливу повітря. У цій реакції металеве залізо (Fe), що має ступінь окислення 0, перетворюється на Fe3 +, тобто його ступінь окиснення підвищується (воно окислюється). З цієї причини інтуїтивно чи розмовно кажуть: залізо іржавіє.
  

Промислове застосування

На електростанціях окисно-відновні реакції здатні рухати великі двигуни.

Промислове застосування окисно-відновних реакцій нескінченні. Наприклад, реакції горіння ідеально підходять для виробництва робота що служить для створення рух у великих двигунах, які використовуються на електростанціях для виробництва електрика.

Процес складається з спалювання горючі корисні копалини отримувати тепло і виробляти водяна пара в котлі, то ця пара використовується для приводу великих двигунів або турбін. З іншого боку, реакції згоряння також використовуються для запуску двигуна транспортних засобів, які використовують викопне паливо, таких як наші автомобілі.

З іншого боку, окислювально-відновні реакції заміщення та витіснення корисні для отримання певних елементів у стані чистоти, який не часто спостерігається у природа. Наприклад, срібло має високу реакційну здатність. Хоча його рідко можна знайти чистим у мінеральних надрах, високий ступінь чистоти можна отримати за допомогою окислювально-відновної реакції. Те ж саме відбувається, коли мова йде про отримання солей та іншого сполуки.