Оксидо-редукција

Приликом реакције оксидо-редукције долази до привидног преноса електрона са атома мање електронегативности на атом веће електронегативности.

Оксидациона средства

Оксидација је првобитно означавала реакцију сједињавања хемијског елемента са кисеоником при чему настају оксиди. Онда је појам проширен на сваку реакцију сједињавања са кисеоником (рецимо оксидацијом алкохола настаје алдехид а даљом оксидацијом алдехида киселина), што се изражава оксидационим бројем. Најшире схваћена оксидација представља губитак електрона. Рецимо, анодна оксидација је процес у којем се молекул (или јон) оксидује тако што (уместо кисеонику) преда електрон аноди.

Јака оксидациона средства имају изразити афинитет према електрону:

• Пероксиди
• Супероксиди
• киселине (нпр. азотна киселина)
• Озон,
• Гасовити флуор, хлор, бром и јод

Редукциона средства

Редукција је супротан процес оксидацији и, најшире схваћена, представља процес примања електрона. На пример у катодној редукцији катјон примањем једног или више електрона редукује се до чистог метала. Јасно је да је питање да ли је неки процес оксидација или редукција ствар становишта (да би се нешто оксидовало нешто треба и да се редукује) па се такве реакције називају оксидо-редукционе и цео процес оксидо-редукција. Дакле, у оксидо-редукцији оксиданс оксидује, али се при томе сам редукује.

У пракси неку реакцију називамо оксидационом (посебно у органској хемији), када се структура главног реактанта и главног продукта разликују само у томе, да је једна мала група или појединачни атом услед те реакције повећао свој оксидациони број, на рачун редукције, обично неорганског, простог једињења које се у овом случају назива оксидационо средство.

На пример:

2 CH
3CH
2OH + O
2 → 2 CH
3COOH

(C прелази из -1 у +3, а кисеоник из 0 do -2), дакле, C се оксидовао а О редуковао.

Редуковања руде је примарни металуршки процес у производњи метала.

Оксидација се користи у широком низу индустрија, као што је продукција производа за чишћење и оксидација амонијака у производњи азотне киселине, која се затим користи за прављење вештачких ђубрива.

Редокс реакције су фондација електрохемијских ћелија. Процес галванизације користи редокс реакције за облагање објеката танким слојем метала. Примери таквих процеса су хромирање аутомобилских делова, посребравање прибора за јело, и позлаћивање накита.

Горе: аскорбинска киселина (редукована форма витамина Ц)
Доле: дехидроаскорбинска киселина (оксидована форма витамина Ц)

Многи важни биолошки процеси обухватају редокс реакције. На пример, ћелијска респирација је оксидација глукозе (C₆H₁₂O₆) до CO₂ и редукција кисеоника до воде. Збирна реакција ћелијске респирације је:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

Процес ћелијске респирације је такође у знатној мери зависан од редукције NAD⁺ до NADH, као и од реверзне реакције (оксидације NADH до NAD⁺). Фотосинтеза и ћелијска респирација су комплементарне, мада фотосинтеза није реверзна реакција ћелијске респирације:

6 CO₂ + 6 H₂O + светлосна енергија → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

Биолошка енергија се фреквентно складишти и ослобађа путем редокс реакција. Фотосинтеза обухвата редукцију угљен-диоксида у шећере и оксидацију воде у молекулски кисеоник. Супротна реакција, респирација, оксидује шећере и производи угљен-диоксид и воду. У међу корацима, редукована угљенична једињења се користе за редуковање никотинамид аденин динуклеотида (NAD⁺), који затим доприноси стварању протонског градијента којим се покреће синтеза аденозин-трифосфата (ATP). Он се одржава редукцијом кисеоника. У животињским ћелијама, митохондрија врши сличне функције.

Реакције слободних радикала су редокс реакције које се јављају као део хомеостазае и убијања микроорганизама. Код ових реакција један електрон се одваја од молекула. Слободни радикали могу да постану штетни за људско тело ако се не вежу за редокс молекул или антиоксиданс. Слободни радикали могу да изазову ћелијске мутације и узрокују канцер.

Термин редокс стање се често користи за означавање баланса NAD⁺/NADH и NADP⁺/NADPH у биолошким систему као што је ћелија или орган. Редокс стање се огледа у балансу неколико група метаболита (нпр., лактат и пируват, бета-хидроксибутират и ацетоацетат). Абнормално редокс стање се може развити у низ штетних ситуација, као што су хипоксија, шок, и сепса.

Редокс кружење

Велики број различитих ароматичних једињења се ензиматски редукује да формира слободне радикале који садрже један електрон више него почетна једињења. У општем случају, донор електрона је било који од широког низа флавоензима и њихових коензима. Након формирања, ти анјонски слободни радикали редукују молекулски кисеоник до супероксида, и регенеришу непромењено почетно једињење. Нето реакција је оксидација флавоензимских коензима и редукција молекулског кисеоника до супероксидне форме. Овој каталитички процес се описује као бескористан циклус или редокс циркулација.

Примери молекула који индукују овој процес су хербицид паракват и други виологени, као и хинони попут менадиона.^[8]

У геологији, редокс реакције су важне за формирање минерала, њихову мобилизацију, као и у неким седиментационим срединама. У општем случају, редокс стање већине стена се може видети по њиховој боји. Црвена боја се везује за оксидујуће услове формирања, док се зелена типично везује за редукујуће услове. Беле (побелеле стене) такође могу бити везане за редукујуће услове. Познати пример редокс услова са утицајем на редокс процесе су наслаге уранијума и Навахо пешчар.

За описивање електрохемијске реакције редокс процеса неопходно је да се полу-реакције оксидације и редукције балансирају. У општем случају, за реакције у воденом раствору, додају се H⁺, OH⁻, H₂O, и електрони да би се компензовале оксидационе промене.

Кисела средина

У киселој средини, -H- јони и вода се додају полу реакцијама да би се балансилара целокупна реакција.

На пример, кад манган (II) реагује са натријум бизмутатом:

Небалансирана реакција:	Mn2+ (aq) + NaBiO 3(s) → Bi3+ (aq) + MnO 4− (aq)
Оксидација:	4 H 2O(l) + Mn2+ (aq) → MnO− 4(aq) + 8 H+ (aq) + 5 e−
Редукција:	2 e− + 6 H+ + BiO− 3(s) → Bi3+ (aq) + 3 H 2O(l)

Реакција се балансира скалирањем две полу реакције тако да учествује исти број електрона:

8 H
2O(l) + 2 Mn2+
(aq) → 2 MnO−
4(aq) + 16 H+
(aq) + 10 e−

10 e− + 30 H+
+ 5 BiO−
3(s) → 5 Bi3+
(aq) + 15 H
2O(l)

Додавањем ове две реакције елиминишу се електронски чланови и добија се балансирана реакција:

14 H+
(aq) + 2 Mn2+
(aq) + 5 NaBiO
3(s) → 7 H
2O(l) + 2 MnO−
4(aq) + 5 Bi3+
(aq) + 5 Na+
(aq)

Базна средина

У базној средини, додају се OH⁻ јони и вода полу реакцијама да би се балансирала реакција.

На пример, у реакцији између калијум перманганата и натријум сулфит:

Небалансирана реакција:	KMnO 4 + Na 2SO 3 + H 2O → MnO 2 + Na 2SO 4 + KOH
Редукција:	3 e− + 2 H 2O + MnO 4− → MnO 2 + 4 OH−
Оксидација:	2 OH− + SO 32− → SO 42− + H 2O + 2 e−

Балансирање броја електрона у две полу реакције даје:

6 e− + 4 H
2O + 2 MnO
4⁻ → 2 MnO
2 + 8 OH⁻

6 OH⁻ + 3 SO
3²⁻ → 3 SO
4²⁻ + 3 H
2O + 6 e−

Додавањем те две полу реакције формира се балансирана реакција:

2 KMnO
4 + 3 Na
2SO
3 + H
2O → 2 MnO
2 + 3 Na
2SO
4 + 2 KOH

Оксидо-редукција на Викимедијиној остави.

• Балансирање хемијских реакција
• Калкулатор редокс реакција