Reakcijeoksido-redukcije (ili redoks reakcije) su reakcije pri kojima se vrši promenaoksidacionog 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 promenamakovalentnih veza).[4][5][6][7]
Oksido-redukcija može da bude bilo jednostavni redoks proces, kao što je oksidacija ugljenika dougljen-dioksida (CO2), ili redukcija ugljenikavodonikom do metana (CH4). Ona isto tako može da bude kompleksan proces, kao što je oksidacijaglukoze (C6H12O6) u ljudskom telu putem serije kompleksnih procesaelektronskog transfera.
Redoks reakcije, ili oksidaciono-redukcione reakcije, imaju niz sličnosti sareakcijama 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.
Oksidacija je prvobitno označavalareakciju sjedinjavanja hemijskog elementa sakiseonikom pri čemi nastajuoksidi. Onda je pojam proširen na svaku reakciju sjedinjavanja sa kiseonikom (recimo oksidacijomalkohola nastajealdehid a daljom oksidacijom aldehidakiselina), što se izražavaoksidacionim 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:
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 nazivajuoksido-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 uorganskoj 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 svojoksidacioni broj, na račun redukcije, obično neorganskog, prostog jedinjenja koje se u ovom slučaju naziva oksidaciono sredstvo.
Na primer:
2CH3CH2OH +O2 → 2CH3COOH
(C prelazi iz +1 u +3, akiseonik iz 0 do -2), dakle, C se oksidovao a O redukovao.
Dobar primer je reakcija izmeđuvodonika ifluora 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+ + 2e−
i reakcija redukcije:
F2 + 2e− → 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.
Redoks se javlja u reakcijama premeštanja ilisupstitucije. Redoks komponenta tih tipova reakcija je promena oksidacionog stanja (naboja) pojedinih atoma, a ne razmena atoma u jedinjenjima.
Redukovanja rude je primarnimetalurški proces u proizvodnjimetala.
Oksidacija se koristi u širokom nizu industrija, kao što je produkcija proizvoda za čišćenje i oksidacijaamonijaka u proizvodnjiazotne kiseline, koja se zatim koristi za pravljenjeveštačkih đubriva.
Redoks reakcije su osnovaelektrohemijskih ćelija. Jedan od najpoznatijih primera predstavljaju baterije, u kojima se redoks procesima hemijska energija pretvara u električnu. Procesgalvanizacije koristi redoks reakcije za prekrivanje predmeta tankim slojem metala. Primeri takvih procesa suhromiranjeautomobilskih delova, posrebravanjepribora za jelo, ipozlaćivanjenakita.
Proces ćelijske respiracije je takođe u znatnoj meri zavistan od redukcijeNAD+ do NADH, kao i od reverzne reakcije (oksidacije NADH do NAD+).Fotosinteza ićelijska respiracija su komplementarne, mada fotosinteza nije reverzna reakcija ćelijske respiracije:
Biološka energija se frekventno skladišti i oslobađa putem redoks reakcija.Fotosinteza obuhvata redukcijuugljen dioksida ušećere i oksidacijuvode u molekulskikiseonik. Suprotna reakcija,respiracija, oksiduje šećere i proizvodi ugljen dioksid i vodu. U među koracima, redukovana ugljenična jedinjenja se koriste za redukovanjenikotinamid adenin dinukleotida (NAD+), koji zatim doprinosi stvaranjuprotonskog gradijenta kojim se pokreće sintezaadenozin-trifosfata (ATP). On se održava redukcijom kiseonika. U životinjskim ćelijama,mitohondrija vrši slične funkcije.
Reakcijeslobodnih radikala su redoks reakcije koje se javljaju kao deohomeostazae 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 iliantioksidans. Slobodni radikali mogu da izazovu ćelijskemutacije i uzrokujukancer.
Terminredoks stanje se često koristi za označavanje balansaNAD+/NADH iNADP+/NADPH u biološkim sistemu kao što je ćelija ili organ. Redoks stanje se ogleda u balansu nekoliko grupa metabolita (npr.,laktat ipiruvat,beta-hidroksibutirat iacetoacetat). Abnormalno redoks stanje se može razviti u niz štetnih situacija, kao što suhipoksija,šok, isepsa.
Veliki broj različitiharomatičnih jedinjenja seenzimatski redukuje da formiraslobodne radikale koji sadrže jedan elektron više nego početna jedinjenja. U opštem slučaju, donor elektrona je bilo koji od širokog niza flavoenzima i njihovihkoenzima. Nakon formiranja, ti anjonski slobodni radikali redukuju molekulski kiseonik dosuperoksida, 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.
Rudnikuranijuma, blizoMoaba,Utah. Alternirajući crveni i belo/zelenipeščar je posledica oksidujućih i redukujućih uslova u redoks hemiji površinske vode.
Ugeologiji, 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.
Za opisivanjeelektrohemijske reakcije redoks procesa neophodno je da se polu-reakcije oksidacije i redukcije balansiraju. U opštem slučaju, za reakcije u vodenom rastvoru, dodaju seH+,OH−,H2O, ielektroni da bi se kompenzovale oksidacione promene.
↑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. ISBN978-3-540-66528-1
↑Peter Atkins, Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th edition izd.). W. H. Freeman. ISBN0716735393.
↑Phillips John, Strozak Victor, Wistrom Cheryl (2000). Chemistry: Concepts and Applications. Glencoe McGraw-Hill. str. 558. ISBN978-0028282107. »Students often are confused when associating reduction with the gain of electrons.«
