Oksido-redukcija

Reakcije oksido-redukcije (ili redoks reakcije) su reakcije pri kojima se vrši promena oksidacionog broja (stanja) atoma elemenata koji ulaze u sastav reagujućih supstanci. Redoks reakcije su elektronski proces, odnosno proces premeštanja perifernih elektrona sa jednih atoma (molekula ili jona) ka drugim atomima (molekulima ili jonima), pri čemu dolazi do promene njihovog oksidacionog broja (stanja).^[1]

Reakcija oksido-redukcije sastoji se iz: reakcije oksidacije koja predstavlja proces otpuštanja elektrona sa nekog atoma (molekula ili jona) i reakcije redukcije koja predstavlja proces primanja elektrona od strane nekog atoma (molekula ili jona). Za atom koji otpušta elektrone kaže se da se oksidovao - povećao svoj oksidacioni broj (predstavlja donor elektrona ), a sam je redukciono sredstvo. Atom (molekul ili jon) koji prima elektrone se redukovao - smanjio svoj oksidacioni broj (predstavlja akceptor elektrona), a sam je oksidaciono sredstvo.^[2]^[3] Iako dovoljni za mnoge namene, ovi opisi nisu potpuno tačni. Oksidacija i redukcija se odnose se na promenu oksidacionog stanja, dok do prenosa elektrona možda i neće doći. Oksidacija se preciznije definiše kao povećanje oksidacionog stanja, i redukcija kao smanjenje oksidacionog stanja. U praksi će prenos elektrona uvek izazvati promenu oksidacionog stanja, ali postoje mnoge reakcije koje se klasifikuju kao „redoks“ iako nema transfera elektrona (kao što su one sa promenama kovalentnih veza).^[4]^[5]^[6]^[7]

Oksido-redukcija može da bude bilo jednostavni redoks proces, kao što je oksidacija ugljenika do ugljen-dioksida (CO₂), ili redukcija ugljenika vodonikom do metana (CH₄). Ona isto tako može da bude kompleksan proces, kao što je oksidacija glukoze (C₆H₁₂O₆) u ljudskom telu putem serije kompleksnih procesa elektronskog transfera.

Redoks reakcije, ili oksidaciono-redukcione reakcije, imaju niz sličnosti sa reakcijama kiselina i baza. Kao i kiselo-bazne reakcije, redoks reakcije su uparen set, tako da se reakcija oksidacije ne može odvijati a da se istovremeno ne odvija reakcija redukcije. Svaka reakcija sama po sebi se zove „polu-reakcija“, jer moraju postojati dve polu-reakcije.

Oksidujući i redukujući agensi

Prilikom reakcije oksido-redukcije dolazi do prividnog prenosa elektrona sa atoma manje elektronegativnosti na atom veće elektronegativnosti.

Oksidaciona sredstva

Oksidacija je prvobitno označavala reakciju sjedinjavanja hemijskog elementa sa kiseonikom pri čemi nastaju oksidi. Onda je pojam proširen na svaku reakciju sjedinjavanja sa kiseonikom (recimo oksidacijom alkohola nastaje aldehid a daljom oksidacijom aldehida kiselina), što se izražava oksidacionim brojem. Najšire shvaćena oksidacija predstavlja gubitak elektrona. Recimo, anodna oksidacija je proces u kojem se molekul (ili jon) oksiduje tako što (umesto kiseoniku) preda elektron anodi.

Jaka oksidaciona sredstva imaju izraziti afinitet prema elektronu:

Redukciona sredstva

Redukcija je suprotan proces oksidaciji i, najšire shvaćena, predstavlja proces primanja elektrona. Na primer u katodnoj redukciji katjon primanjem jednog ili više elektrona redukuje se do čistog metala. Jasno je da je pitanje da li je neki proces oksidacija ili redukcija stvar stanovišta (da bi se nešto oksidovalo nešto treba i da se redukuje) pa se takve reakcije nazivaju oksido-redukcione i ceo proces oksido-redukcija. Dakle, u oksido-redukciji oksidans oksiduje, ali se pri tome sam redukuje.

U praksi neku reakciju nazivamo oksidacionom (posebno u organskoj hemiji), kada se struktura glavnog reaktanta i glavnog produkta razlikuju samo u tome, da je jedna mala grupa ili pojedinačni atom usled te reakcije povećao svoj oksidacioni broj, na račun redukcije, obično neorganskog, prostog jedinjenja koje se u ovom slučaju naziva oksidaciono sredstvo.

Na primer:

2 CH₃CH₂OH + O₂ → 2 CH₃COOH

(C prelazi iz +1 u +3, a kiseonik iz 0 do -2), dakle, C se oksidovao a O redukovao.

Standardni redukcioni potencijal

Redukcioni potencijal se koristi za računanje standardnog elektrodnog potencijala (E^o ćelije).

Sledeća jednačina se najčešće nalazi u udžbenicima: E^oćelije = E^o_red + E^o_oks.

gde: E^oćelije je standardni elektrodni potencijal (u voltima)

E^o_red je standardni redukcioni potencijal redukujućeg agensa.

E^o_oks (standardni oksidacioni potencijal) je negativna vrednost standardnog redukcionog potencijala oksidujućeg agensa.

Sledeća jednačina generalno korisnija jer su obično dati samo redukcioni potencijali, a ne oksidacioni potencijali: E^oćelije = E^o_red - E^o_oks

ili ekvivalentno: E^oćelije = E^o_katoda - E^o_anoda

gde: E^oćelije je standardni elektrodni potencijal (u voltima).

E^o_red (E^o_katoda) je standardni redukcioni potencijal redukujućeg agensa.

E^o_oks (E^o_anoda) je standardni redukcioni potencijal oksidujućeg agensa.

Primeri redoks reakcija

Dobar primer je reakcija između vodonika i fluora u kojoj se vodonik oksiduje, a fluor redukuje:

H₂ + F₂ → 2 HF

Ova reakcija se može napisati kao dve polu-reakcije:

reakcija oksidacije:

H₂ → 2 H⁺ + 2 e−

i reakcija redukcije:

F₂ + 2 e−
→ 2 F⁻

Analizirajući svaku polu-reakciju u izolaciji često se može pojasniti sveukupni hemijski proces. Pošto nema neto promene naboja tokom redoks reakcije, višak elektrona reakcije oksidacije mora biti jednak utrošku elektrona reakcije redukcije (kao što je prikazano gore).

Elementi, čak i u molekulskom obliku, uvek imaju nulto oksidaciono stanje. U prvoj polu-reakciji, vodonik se oksiduje iz oksidacionog stanja nula do oksidacionog stanja +1. U drugoj polu-reakciji, fluor se redukuje iz oksidacionog stanja nula do oksidacionog stanja −1.

Kada se reakcije saberu elektroni se ponište:

H₂	→	2 H⁺ + 2 e−
F₂ + 2 e−	→	2 F⁻

H₂ + F₂	→	2 H⁺ + 2 F⁻

I joni se kombinuju da formiraju vodonik fluorid:

H₂ + F₂ → 2 H⁺ + 2 F⁻ → 2 HF

Reakcije premeštanja

Redoks se javlja u reakcijama premeštanja ili supstitucije. Redoks komponenta tih tipova reakcija je promena oksidacionog stanja (naboja) pojedinih atoma, a ne razmena atoma u jedinjenjima.

Na primer, u reakciji između gvožđa i rastvora bakar(II) sulfata :

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Jonska jednačina ove reakcije je:

Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu

Dve polu-jednačine, pokazuju da se gvožđe oksiduje:

Fe → Fe²⁺ + 2 e−

i da se bakar redukuje:

Cu²⁺ + 2 e−
→ Cu

Drugi primeri

Rđanje gvožđa u kockama pirita

Oksidacija gvožđa(II) do gvožđa(III) vodonik peroksidom u prisustvu kiseline:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

H₂O₂ + 2 e⁻ → 2 OH⁻

Ukupna jednačina:

2 Fe²⁺ + H₂O₂ + 2 H⁺ → 2 Fe³⁺ + 2 H₂O

Redukcija nitrata do azota u prisustvu kiseline (denitrifikacija):

2 NO₃⁻ + 10 e⁻ + 12 H⁺ → N₂ + 6 H₂O

Oksidacija elementarnog gvožđa do gvožđe(III) oksida kiseonikom (poznata kao korozija, što je slično sa potamnjivanjem):

4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃

Sagorevanje ugljovodonika, na primer u motoru sa unutrašnjim sagorevanjem, koje proizvodi vodu, ugljen dioksid, neke parcijalno oksidovane forme kao što je ugljen monoksid, i toplotu energiju. Kompletna oksidacija materijala koji sadrži ugljenik proizvodi ugljen dioksid.
U organskoj hemiji, postepena oksidacija ugljovodonika kiseonikom proizvodi vodu, i sukcesivno, alkohol, aldehid ili keton, karboksilnu kiselinu, i zatim peroksid.

Redoks reakcije u industriji

Redukovanja rude je primarni metalurški proces u proizvodnji metala.

Oksidacija se koristi u širokom nizu industrija, kao što je produkcija proizvoda za čišćenje i oksidacija amonijaka u proizvodnji azotne kiseline, koja se zatim koristi za pravljenje veštačkih đubriva.

Redoks reakcije su osnova elektrohemijskih ćelija. Jedan od najpoznatijih primera predstavljaju baterije, u kojima se redoks procesima hemijska energija pretvara u električnu. Proces galvanizacije koristi redoks reakcije za prekrivanje predmeta tankim slojem metala. Primeri takvih procesa su hromiranje automobilskih delova, posrebravanje pribora za jelo, i pozlaćivanje nakita.

Redoks reakcije u biologiji

Gore: askorbinska kiselina (redukovana forma vitamina C)
Dole: dehidroaskorbinska kiselina (oksidovana forma vitamina C)

Mnogi važni biološki procesi obuhvataju redoks reakcije. Na primer, ćelijska respiracija je oksidacija glukoze (C₆H₁₂O₆) do CO₂ i redukcija kiseonika do vode. Zbirna reakcija ćelijske respiracije je:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

Proces ćelijske respiracije je takođe u znatnoj meri zavistan od redukcije NAD⁺ do NADH, kao i od reverzne reakcije (oksidacije NADH do NAD⁺). Fotosinteza i ćelijska respiracija su komplementarne, mada fotosinteza nije reverzna reakcija ćelijske respiracije:

6 CO₂ + 6 H₂O + svetlosna energija → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

Biološka energija se frekventno skladišti i oslobađa putem redoks reakcija. Fotosinteza obuhvata redukciju ugljen dioksida u šećere i oksidaciju vode u molekulski kiseonik. Suprotna reakcija, respiracija, oksiduje šećere i proizvodi ugljen dioksid i vodu. U među koracima, redukovana ugljenična jedinjenja se koriste za redukovanje nikotinamid adenin dinukleotida (NAD⁺), koji zatim doprinosi stvaranju protonskog gradijenta kojim se pokreće sinteza adenozin-trifosfata (ATP). On se održava redukcijom kiseonika. U životinjskim ćelijama, mitohondrija vrši slične funkcije.

Reakcije slobodnih radikala su redoks reakcije koje se javljaju kao deo homeostazae i ubijanja mikroorganizama. Kod ovih reakcija jedan elektron se odvaja od molekula. Slobodni radikali mogu da postanu štetni za ljudsko telo ako se ne vežu za redoks molekul ili antioksidans. Slobodni radikali mogu da izazovu ćelijske mutacije i uzrokuju kancer.

Termin redoks stanje se često koristi za označavanje balansa NAD⁺/NADH i NADP⁺/NADPH u biološkim sistemu kao što je ćelija ili organ. Redoks stanje se ogleda u balansu nekoliko grupa metabolita (npr., laktat i piruvat, beta-hidroksibutirat i acetoacetat). Abnormalno redoks stanje se može razviti u niz štetnih situacija, kao što su hipoksija, šok, i sepsa.

Redoks kruženje

Veliki broj različitih aromatičnih jedinjenja se enzimatski redukuje da formira slobodne radikale koji sadrže jedan elektron više nego početna jedinjenja. U opštem slučaju, donor elektrona je bilo koji od širokog niza flavoenzima i njihovih koenzima. Nakon formiranja, ti anjonski slobodni radikali redukuju molekulski kiseonik do superoksida, i regenerišu nepromenjeno početno jedinjenje. Neto reakcija je oksidacija flavoenzimskih koenzima i redukcija molekulskog kiseonika do superoksidne forme. Ovoj katalitički proces se opisuje kao beskoristan ciklus ili redoks cirkulacija.

Primeri molekula koji indukuju ovoj proces su herbicid parakvat i drugi viologeni, kao i hinoni poput menadiona.^[8]

Redoks reakcije u geologiji

Rudnik uranijuma, blizo Moaba, Utah. Alternirajući crveni i belo/zeleni peščar je posledica oksidujućih i redukujućih uslova u redoks hemiji površinske vode.

U geologiji, redoks reakcije su važne za formiranje minerala, njihovu mobilizaciju, kao i u nekim sedimentacionim sredinama. U opštem slučaju, redoks stanje većine stena se može videti po njihovoj boji. Crvena boja se vezuje za oksidujuće uslove formiranja, dok se zelena tipično vezuje za redukujuće uslove. Bele (pobelele stene) takođe mogu biti vezane za redukujuće uslove. Poznati primer redoks uslova sa uticajem na redoks procese su naslage uranijuma i Navaho peščar.

Balansiranje redoks reakcija

Za opisivanje elektrohemijske reakcije redoks procesa neophodno je da se polu-reakcije oksidacije i redukcije balansiraju. U opštem slučaju, za reakcije u vodenom rastvoru, dodaju se H⁺, OH⁻, H₂O, i elektroni da bi se kompenzovale oksidacione promene.

Kisela sredina

U kiseloj sredini, H⁻ joni i voda se dodaju polu reakcijama da bi se balansilara celokupna reakcija.

Na primer, kad mangan(II) reaguje sa natrijum bizmutatom:

Nebalansirana reakcija:	Mn²⁻(aq) + NaBiO₃(s) → Bi³⁻(aq) + MnO₄⁻ (aq)
Oksidacija:	4 H₂O(l) + Mn²⁻(aq) → MnO₄-(aq) + 8 H⁻(aq) + 5 e−
Redukcija:	2 e− + 6 H⁻ + BiO₃-(s) → Bi³⁻(aq) + 3 H₂O(l)

Reakcija se balansira skaliranjem dve polu reakcije tako da učestvuje isti broj elektrona:

8 H₂O(l) + 2 Mn²⁻(aq) → 2 MnO₄-(aq) + 16 H⁻(aq) + 10 e−

10 e−
+ 30 H⁻ + 5 BiO₃-(s) → 5 Bi³⁻(aq) + 15 H₂O(l)

Dodavanjem ove dve reakcije eliminišu se elektronski članovi i dobija se balansirana reakcija:

14 H⁻(aq) + 2 Mn²⁻(aq) + 5 NaBiO₃(s) → 7 H₂O(l) + 2 MnO₄-(aq) + 5 Bi³⁻(aq) + 5 Na⁻(aq)

Bazna sredina

U baznoj sredini, dodaju se OH⁻ joni i voda polu reakcijama da bi se balansirala reakcija.

Na primer, u reakciji između kalijum permanganata i natrijum sulfit:

Nebalansirana reakcija:	KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH
Redukcija:	3 e− + 2 H₂O + MnO₄⁻ → MnO₂ + 4 OH⁻
Oksidacija:	2 OH⁻ + SO₃²⁻ → SO₄²⁻ + H₂O + 2 e−

Balansiranje broja elektrona u dve polu reakcije daje:

6 e−
+ 4 H₂O + 2 MnO₄⁻ → 2 MnO₂ + 8 OH⁻

6 OH⁻ + 3 SO₃²⁻ → 3 SO₄²⁻ + 3 H₂O + 6 e−

Dodavanjem te dve polu reakcije formira se balansirana reakcija:

2 KMnO₄ + 3 Na₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH

Izvori

↑ Schüring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (editors)(1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 pp. ISBN 978-3-540-66528-1
↑ Peter Atkins, Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th edition izd.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393.
↑ Donald A. McQuarrie, John D. Simon (1997). Physical Chemistry: A Molecular Approach (1st edition izd.). University Science Books. ISBN 0935702997.
↑ Robertson William (2010). More Chemistry Basics. National Science Teachers Association. str. 82. ISBN 978-1-936137-74-9.
↑ Phillips John, Strozak Victor, Wistrom Cheryl (2000). Chemistry: Concepts and Applications. Glencoe McGraw-Hill. str. 558. ISBN 978-0028282107. »Students often are confused when associating reduction with the gain of electrons.«
↑ Rodgers Glen (2012). Descriptive Inorganic, Coordination, and Solid-State Chemistry. Brooks/Cole, Cengage Learning. str. 330. ISBN 978-0-8400-6846-0.
↑ Zumdahl Steven, Zumdahl Susan (2009). Chemistry. Houghton Mifflin. str. 160. ISBN 978-0-547-05405-6.
↑ „gutier.doc”. Pristupljeno 30. 6. 2008. PDF (2.76 MB)

Povezano

Vanjske veze

[1] Schüring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (editors)(1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 pp. ISBN 978-3-540-66528-1

[Atkins7th-2] Peter Atkins, Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th edition izd.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393.

[McQuarrie1st-3] Donald A. McQuarrie, John D. Simon (1997). Physical Chemistry: A Molecular Approach (1st edition izd.). University Science Books. ISBN 0935702997.

[Robertson-4] Robertson William (2010). More Chemistry Basics. National Science Teachers Association. str. 82. ISBN 978-1-936137-74-9.

[Chemistry_ConceptsAndApplications-5] Phillips John, Strozak Victor, Wistrom Cheryl (2000). Chemistry: Concepts and Applications. Glencoe McGraw-Hill. str. 558. ISBN 978-0028282107. »Students often are confused when associating reduction with the gain of electrons.«

[Rodgers-6] Rodgers Glen (2012). Descriptive Inorganic, Coordination, and Solid-State Chemistry. Brooks/Cole, Cengage Learning. str. 330. ISBN 978-0-8400-6846-0.

[Zumhahl-7] Zumdahl Steven, Zumdahl Susan (2009). Chemistry. Houghton Mifflin. str. 160. ISBN 978-0-547-05405-6.

[8] „gutier.doc”. Pristupljeno 30. 6. 2008. PDF (2.76 MB)

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]