Redox reakce

Redox reakce
n., množné číslo: redox reakce

definice: v biologii biochemická reakce, při které se oxidační číslo atomu(atomů) změnilo

Redox reakce definice

co jsou redox reakce? Toto je běžný termín v chemii a biologii. V chemii je redoxní reakce jedním z typů chemické reakce, která zahrnuje změnu oxidačních stavů atomů. V této reakci dochází ke skutečnému přenosu nebo posunu elektronů, ke kterému dochází mezi různými chemickými druhy. Při této reakci jeden druh ztrácí elektrony, zatímco druhý získává elektron. (Olson, 2021) druhy, které získávají elektron, jsou údajně redukovány, zatímco druhy, které ztratily elektron, jsou oxidovány. V biologii redoxní reakce definovala všechny aspekty života, protože je to forma reakce, která se vyskytuje v různých biologických procesech.

co se podílí na redoxních reakcích? Podle pravidla redoxní reakce se reakce skládá ze dvou částí a vždy se vyskytují společně. Jsou to redukovaná polovina a oxidovaná polovina. Reakce redukce-polovina a oxidace-polovina jsou typy dvou forem polovičních reakcí redoxních reakcí. (MindTouch, 2021)

jak zjistit redoxní reakci?

redoxní reakce je vždy určena změnou oxidačního stavu dvou atomů. Pokud nedojde ke změně oxidačního čísla, nedochází k žádné redoxní reakci. Dalším rysem redoxní reakce je, že se skládá ze dvou současných procesů, tedy názvu. Abychom to dále pochopili, pochopme definice oxidace a redukce. Co je oxidace? Oxidace je proces zvyšování oxidačního stavu atomu, iontu nebo molekuly. Jednoduše řečeno, znamená to ztrátu elektronu. Co je redukce? Redukce je proces snižování oxidačního stavu atomu, iontu nebo molekuly. Nebo jednoduše odkazuje na získání elektronu. (Ano, Snížení v tomto ohledu znamená „získání“). Takže při redoxní reakci, zatímco jeden ztratí elektron, další ho získá.

typy redoxních reakcí

Jedná se o různé typy redoxních reakcí a každý z nich je vysvětlen níže.

1. Rozkladná Reakce
2. Kombinovaná Reakce
3. Disproporcionační Reakce
4. Disproporcionační Reakce

1. Rozkladná reakce

jak již název napovídá, při rozkladné reakci je reaktant rozdělen nebo rozdělen na různé složky: AB → A + B

příklady:

• 2NaH → 2Na + H2
• 2H2O → 2H2 + O2

výše uvedené produkty vznikají rozkladem reaktantu. Výsledkem jsou menší chemické sloučeniny.
v některých případech však nemusí být každá reakce rozkladu také redoxní reakcí. Například CaCO3 → CaO + CO2 je rozkladná reakce, ale ne redoxní reakce. Proč to není redoxní reakce? Rozkladná reakce CaCO3 → CaO + CO2 zahrnuje disociaci složek, ale nedochází ke změně oxidačních stavů. Oxidační číslo se nezměnilo, což se má změnit, když se jedná o redoxní reakci.

2. Kombinovaná reakce

opakem rozkladné reakce je kombinovaná reakce. Při této reakci existuje kombinace dvou reaktantů a vzniká produkt: a + B → AB

příklady:

• H2 + Cl2 → 2HClC+O2→CO2
• 4Fe + 3O2→2Fe2O2

3. Výtlačná reakce

jak již název napovídá, tato reakce zahrnuje nahrazení iontu nebo atomu z prvku na ion nebo atom jiného prvku: X + YZ → XZ + Y . Výtlačné reakce mají dvě formy. Jsou to reakce přemístění kovu a reakce nekovového přemístění.

• posunutí kovu: při reakcích přemístění kovu je obvykle kov nahrazen jiným kovem. Příkladem je CuSO4+Zn→Cu+ZnSO4. Kovové výtlakové reakce se používají v metalurgickém procesu pro získání čistých kovů z jejich rud.
• nekovový posun: při nekovové posunovací reakci se pro posun používá vodík H2 nebo někdy kyslík O2.

4. Disproporcionační reakce

v disproporcionační reakci redukuje i oxiduje jediný reaktant.

příklad:

P4 + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3

oxidační a redukční činidla

v redoxních reakcích existují dva typy chemických látek. Jsou to oxidační činidla (oxidační činidla) a redukční činidla (reduktory). Rozlišujme je pochopením jejich role v oxidačních a redukčních procesech.

standardní elektrodový potenciál

standardní elektrodový potenciál se považuje za hodnotu Standardní elektromotorické síly (emf) takové buňky, ve které jsou molekuly vodíku (H2) oxidovány ve formě solvatovaných protonů za standardního tlaku.

jaký je účel redoxních reakcí v elektrochemickém článku?

redoxní reakce je základem elektrochemického článku. Lze jej rozdělit na dvě poloviční reakce, oxidaci na anodě a redukci na katodě. Vzhledem k rozdílu mezi elektrickým potenciálem dvou elektrod se vyrábí elektřina. A kvůli rozdílu mezi potenciály dvou kovových elektrod je pro elektrolyt vytvořen rozdíl v potenciálu. Používá se k měření redukčního výkonu jakéhokoli prvku nebo sloučeniny.

neexistuje jednoduchý a snadný způsob, jak přesně měřit potenciál elektrod nebo potenciál elektrolytu sám. Změny tlaku, teploty nebo koncentrace ovlivňují nejen elektrický potenciál, ale také elektrochemické rovnice. Při redoxní reakci je oxidační potenciál negativní z redukčního potenciálu, takže stačí vypočítat jeden z potenciálů. To je důvod, proč standardní elektrodový potenciál je také zapsán jako standardní redukční potenciál.

pokud je hodnota standardního redukčního potenciálu větší, redukce (získávání elektronu) se stává snazší. Takže například standardní redukční potenciál F2 je +2,87 V a pak pro Li+ je to -3,05 v.

ale co biologie? Jaký je účel redoxních reakcí v biologické buňce?
v biologické buňce existují různé účely redoxních reakcí, například během metabolismu se molekula cukru rozkládá na vodu, plynný oxid uhličitý a energii. Dochází k přenosu 48 elektronů z atomu uhlíku v cukru na kyslík spolu s uvolněním energie.

C6H12O6 (s) + 6O2(g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l) + Energie

dalším účelem redoxních reakcí v živém těle je buněčná komunikace. Reaktivní molekuly obsahující kyslík v buňce hrají roli signálních molekul. Například reaktivní molekuly obsahující kyslík (O2, H2O2, NO) se v buňce produkují kontrolovaným způsobem během redoxních reakcí. Tyto chemikálie mají různé role, jako je hojení ran, zánět, stárnutí a programovaná buněčná smrt.

podle novějších studií může být redoxní reakce také využita v buňkách pro léčbu rakoviny. Třída léčiv pro léčbu rakoviny zvyšuje produkci reaktivních molekul obsahujících kyslík v těle nádoru, které nakonec zabíjí rakovinné buňky.

příklady redoxních reakcí

některé příklady redoxních reakcí jsou následující.

Příklad 1: reakce mezi vodíkem a fluorem

při reakci fluoru a vodíku dochází k oxidaci na vodíku, zatímco k redukci dochází u fluoru. Vodík a fluor se kombinují a tvoří fluorovodík.

následující rovnice ukazuje reakci: H2 + F2 → 2HF
oxidační rovnice je H2 → 2H+ + 2e –
redukční rovnice je F2 + 2e – → 2F –

příklad 2: reakce mezi železem a peroxidem vodíku

peroxid vodíku oxiduje železitý iont Fe2 + na železitý iont Fe3 + v přítomnosti kyseliny. Výsledkem je vytvoření hydroxidového iontu. Peroxid vodíku reaguje s protonem, který je darován kyselinou pro tvorbu vody.

2Fe22+ + H2O2 + 2H + → 2fe3+ + 2H2O
oxidační poloreakce je Fe2 + → Fe3+ + e –
redukční poloreakce je H2O2 + 2e – → 2 OH–

příklad 3: reakce mezi zinkem a mědí

když Zn vytěsní ion mědi v roztoku síranu měďnatého, získá se kov mědi.

zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)
oxidační poloreakce je zn → Zn2+ + 2e-
redukční poloreakce je Cu2+ + 2e– → Cu

význam redoxních reakcí

oxidačně redukční reakce jsou významné, protože jsou nejpřednějším a hlavním zdrojem energie na zemi buď v přírodních (biologických) nebo nepřirozených (přírodních) reakcích.umělé) způsoby. Obrovské množství energie lze získat oxidační reakcí buď odstraněním vodíku nebo kombinací kyslíku. (Chemie, 2021)

redoxní reakce v průmyslu

mnoho chemických látek, které se běžně používají v průmyslových odvětvích, jako je chlor, louh sodný atd., jsou tvořeny redoxními reakcemi. Redoxní reakce se používají při bělení materiálu a dezinfekci vody. Při výrobě průmyslových čisticích prostředků se používá oxidační proces. Mnoho kovů, které jsou vystaveny riziku koroze, je chráněno jejich spojením s obětními anody. Příkladem je galvanizace oceli. Oxidací amoniaku vzniká kyselina dusičná, která je základním hnojivem. Redoxní reakce se také používá k oddělení kovů od jejich rud. Tavení sulfidu kovu v existenci redukčního činidla je také příkladem toho. Při výrobě pozlacených ozdob se používá redoxní reakce k nanesení tenké vrstvy materiálu na povrch předmětu. Tento proces je také známý jako galvanické pokovování. (W3spoint.com, 2021)

redoxní reakce v biologii

jaký je účel redoxních reakcí v buňce? Mnoho biologických procesů zahrnuje redoxní reakce, například při buněčném dýchání a fotosyntéze.

buněčné dýchání

buněčné dýchání (C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O) je oxidace glukózy na oxid uhličitý (CO2) a redukce kyslíku (O2) na vodu (H2O). Metoda redoxního buněčného dýchání souvisí s redukcí a oxidací NAD + na NADH a naopak. Níže je schéma buněčného dýchání.

fotosyntéza

při redoxních reakcích ve fotosyntéze (6 CO2 + 6 H2O + světelná energie → C6H12O6 + 6 O2) se oxid uhličitý redukuje na cukr a oxidace vody poskytuje molekulární kyslík. Počet elektronů v kyslíku je 8. Ačkoli buněčné dýchání a fotosyntéza vypadají jako opačné reakce, tyto dva procesy nejsou navzájem obráceny.

číst: Fotosyntéza-fotolýza a fixace uhlíku

redoxní cyklování

rozsáhlé množství aromatických sloučenin se redukuje pomocí enzymů pro tvorbu volných radikálů. Volné radikály mají jeden nebo více elektronů než jejich rodič. Dárcem elektronů může být jakýkoli flavoenzym nebo jeho koenzym. Jakmile po vzniku, volné radikály ve formě aniontů redukuje kyslík na superoxid, a také neovlivněné mateřské (původní) sloučeniny získat obnovena. Celkově v této reakci dochází k oxidaci na koenzymu flavoenzymu a redukci na molekulárním kyslíku za vzniku superoxidu. Toto katalytické chování se nazývá redoxní cyklování.

Redox reakce v geologii

v geologii, redox reakce má mnoho použití jako:

• mobilizace minerálů
• tvorba minerálů
• Depoziční prostředí

v barvě hornin je viditelný redoxní stav. Oxidační hornina měla červenou barvu. Když redukční kapalina nebo tekutina prochází do skály, dává zelenou nebo bílou barvu. Redukční kapalina nebo tekutina měla minerály nesoucí Uran. Moqui kuličky a ložiska uranu jsou některé příklady ložisek vytvořených z geologických redoxních reakcí.

redoxní reakce v půdách

při redoxní reakci dochází k současné oxidační a redukční reakci. Příkladem redoxní reakce v půdě je oxidace železa na železité železo redukcí kyslíku v přítomnosti vody. (Příroda, 2021)

vyvažování redoxní reakce

následující vysvětluje, jak vyvážit redoxní rovnici nebo jak provádět redoxní reakce nebo redoxní reakce v základních řešeních.

• krok I: napište nevyváženou rovnici.
• krok II: Izolujte redoxní reakci na dvě poloviční reakce
  uveďte oxidační číslo každému atomu
  Najděte a napište redoxní páry
  Zkombinujte redoxní páry do dvou polovičních reakcí
• krok III: vyvážení polovičních reakcí
  vyvážení všech atomů kromě H2 a O2
  vyvážení všech atomů O2 s vodou H2O
  vyvážení atomů vodíku s H+
  přidejte 1 OH-na každou stranu H+ pro základní médium
• krok IV: vyvážit počet elektronů
• krok v: v polovině reakce, aby se ztráta elektronů rovná zisku elektronů
• krok vi: Společně přidejte poloviční reakce
• krok VII: Zjednodušte rovnici
  na konci zkontrolujte, zda jsou všechny náboje a prvky vyvážené. Pro snadnost, online redox reakce kalkulačka nebo oxidační stav kalkulačka se také používá pro vyrovnávání rovnic.

jak najít oxidační čísla? Následují některá pravidla oxidačního čísla:

1. Nula je oxidační číslo volných prvků.
2. Náboj na iontu je ekvivalentní oxidačnímu číslu monoatomových iontů.
3. Náboj na iontech je také ekvivalentní oxidačnímu číslu polyatomických iontů.
4. Oxidační číslo vodíku je +1, nicméně, když je ve sloučenině s nějakým elektronegativním prvkem, oxidační číslo se změní na -1.
5. Oxidační číslo kyslíku je -2, ale v peroxidech je -1.
6. Oxidační číslo uhlíku se velmi liší. V CH4 je -4, zatímco v CO2 je +4
7. Prvek skupiny 1 měl oxidační číslo +1.
8. Prvek skupiny 2 měl oxidační číslo +2.
9. Prvek skupiny 17 měl oxidační číslo -1.
10. V neutrální sloučenině je celkové oxidační číslo všech atomů nulové.

• vrch. (2021). Redoxní reakce a elektrochemický potenciál. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://vrchemistry.chem.ox.ac.uk/potential/text/redox1.htm
• Generalic, e. (2021). VYVAŽOVÁNÍ REDOXNÍCH REAKCÍ. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://www.periodni.com/half-reaction_method.php
• MindTouch, P. b. (2021). Oxidačně-redukční reakce vyvolány 04 Nov, 2021, z https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Analytical_Chemistry/Supplemental_Modules_(Analytical_Chemistry) / Elektrochemie / Redox_chemie / oxidačně-redukční reakce
• Nature, s. (2021). Redoxní reakce a diagramy v půdě. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://link.springer.com/referenceworkentry/10.1007%2F978-1-4020-3995-9_477
• Olson, m. v. (2021). oxidačně-redukční reakce. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://www.britannica.com/science/oxidation-reduction-reaction/General-theory
• W3spoint.com, (2021). Redoxní reakce v elektrochemii. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://www.w3spoint.com/
• Socratic.org, (2021). Vypočítejte oxidační číslo prvku ve sloučenině. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://socratic.org/questions/how-do-you-calculate-the-oxidation-number-of-an-element-in-a-compound