Reducēšanās reakcijas

Vārds "oksidēšanās" sākotnēji bija domāts konkrētu vielu mijiedarbību ar skābekli, veidojot oksīdu, jo skābeklis ir vēsturiski atzīts par pirmo oksidētāju. Ar oksidētājs saprot skābekļa savienojumu, un saskaņā ar restaurācijas - atdot to. Tātad termins "oksidēšanās - atjaunošana" jau sen darbojās ķīmiju. Reducēšanās reakcijas vēlāk pienācis jāuzskata par tādiem procesiem kā rezultātā pastāv nodošanu elektroni no viena atoma uz otru, tāpēc šis termins ir ieguvis plašāku nozīmi. Piemēram, ja magnija sadedzināšana skābekļa: 2mg + O2 → 2MgO elektronu nodošana notiek no magnija skābekli.

Redox reakcijām raksturīga ar to, ka tie mijiedarbojas ar reaģentu zināmie oksidētājiem un samazinātāju. Vielas atomi, kuri ziedo elektronus uzskatīti reducējošo aģentu. Ķīmiskie savienojumi, kuru atomi veikt elektroni sauc oksidantiem. Iepriekš minētā reakcija ir magnija reducētājs pats tiek oksidēts, t.i. sūta elektronu. Skābeklis ir samazināts - notiek elektronu un oksidētāju. Vēl viens piemērs: CuO + H2 → Cu + H2O. Kad tiek sasildīta, vara oksīds pēc ūdeņradis straume vara jonu pieņemt elektronus no ūdeņraža atoma. Kā oksidētāju, tie tiek samazināts līdz elementāro vara. Ūdeņraža atomi ziedot elektroni, kā reducējošu līdzekli pati ir oksidēts un ūdeņradi.

Tādējādi, oksidācijas un redukcijas procesi notiek vienlaicīgi: oksidēts reducējošu un oksidējošu aģentu, tiek samazināts. Reducēšanās reakcijas ir ts, jo pastāv nedalāma saikne starp savstarpējās procesiem. Tas ir, ja ir atomi, kuri ziedo elektroni, kas ir vienmēr klāt, un, piemēram, ka elektroni veikt. Tajā pašā laikā, ka par oksidētāju un reducētāju, mainot pakāpi oksidēšanās. Kā rezultātā ķīmisko savienojumu var veidoties ar jebkura veida atomu molekulu.

Galvenie veidi reducēšanās reakcijas:

1. Starpmolekulāro - oksidējamais un nesamazināma atomi iekļauti molekulām dažādu ķimikāliju, piemēram: 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2 ↑ (zinc - reducētāja ūdeņradis katjonu - oksidētājs).
2. Intramolekulārām - oksidējamais un nesamazināma atomi iekļauti molekulām ar tādu pašu ķīmisko vielu, piemēram: KClO3 → 2Kcl + 3O2 ↑ (molekulā, kālija hlorātu skābekļa - reducētāja hlor - oksidantu).
3. Autoxidation-self-sadzīšana vai disproporcionēšana - tas pats ķīmiskais elements reakcijā ir reducētāju un oksidējošo aģentu, piemēram: 3HNO2 → HNO3 + 2NO ↑ + H2O ( slāpekļa atoms slāpekļa skābes ir gan reducētājs un oksidējošo aģentu, oksidācijas produkts - slāpekļa acid, samazinājums produkts - slāpekļa monoksīds).
4. Comproportionation reproportsionirovanie vai - viens un tas pats elements, kam ir cita pakāpi oksidējoties molekulas, kā rezultātā vienā oksidēšanas stāvokļa, piemēram: NH4NO3 → N 2 O + 2H2O.

Reducēšanās reakcijas sakārtotas vispārīgā formā vai elektroniski. Var apsvērt piemēru ķīmiskās mijiedarbības: 2FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + 2HCl. Šeit, dzelzs atoms ir oksidējošu aģentu, jo tas aizņem vienu elektrons un izmaiņas ar pakāpi oksidēšanas 3-2: Fe + ³ + e → Fe + ². Ion sērs reducētājs tiek oksidēts, elektronus un nosūta to maina oksidēšanas pie -2 līdz 0: s² - e → S °. elektronu vai jonu elektronu bilances metodēm tiek izmantotas salāgošanai ar stehiometriskā koeficientiem vienādojuma.

Oksidēšanās-reducēšanās reakcijas, ir plaši izplatīta, un liela nozīme, jo tās pamatā degšanas procesus pūšanas sabrukšanas, elpošanas metabolismu, asimilācijas oglekļa dioksīda augiem, kā arī par citiem bioloģiskajiem procesiem. Arī tie tiek izmantoti dažādās nozarēs, kas ražo metālu un nemetāli no to savienojumiem. Piemēram, tie ir balstīti uz sagatavošanas amonjaka, sērskābes un slāpekļskābē, dažādiem būvmateriāliem, medikamentiem un daudzām citām nozīmīgām precēm. Tos izmanto arī analītiskajā ķīmijā, lai noteiktu dažādus ķīmiskos savienojumus.