Vähendav aine, mis on kõige tugevam näide

A redutseerija on aine, mis täidab oksüdeeriva aine redutseerimise funktsiooni oksüdeerimise vähendamise reaktsioonis. Redutseerijad on oma olemuselt elektronide doonorid, tavaliselt ained, mis on madalaima oksüdatsioonitasemega ja suure hulga elektronidega..

On olemas keemiline reaktsioon, milles aatomite oksüdatsioonitingimused on erinevad. Need reaktsioonid hõlmavad redutseerimisprotsessi ja täiendavat oksüdatsiooniprotsessi. Nendes reaktsioonides kantakse molekuli, aatomi või iooni üks või mitu elektroni teisele molekulile, aatomile või ioonile. See hõlmab oksüdeerimise vähendamise reaktsiooni teket. 

Oksüd-redutseerimisprotsessi ajal nimetatakse seda elementi või ühendit, mis kaotab (või annetab) oma elektroni (või elektronid), redutseerivaks aineks, mis on kontrastne selle oksüdeeriva ainega, mis on elektroniretseptor. Seejärel öeldakse, et redutseerijad vähendavad oksüdeerijat ja oksüdeerija oksüdeerib redutseerija.

Parimad või tugevad redutseerijad on need, millel on kõrgem aatomkiirgus; see tähendab, et neil on oma tuumast suurem kaugus nende ümbritsevate elektronidega.

Redutseerijad on tavaliselt metallid või negatiivsed ioonid. Tavapärased redutseerijad on askorbiinhape, väävel, vesinik, raud, liitium, magneesium, mangaan, kaalium, naatrium, C-vitamiin, tsink ja isegi porgandi ekstrakt..

Indeks

• 1 Millised on redutseerijad??
• 2 Vähendava aine tugevust määravad tegurid
  • 2.1 Elektroonilisus
  • 2.2 Aatomite raadio
  • 2.3 Ioniseerimise energia
  • 2.4 Vähendamispotentsiaal
• 3 Tugevad redutseerijad
• 4 Näited reaktsioonidest redutseerivate ainetega
  • 4.1 Näide 1
  • 4.2 Näide 2
  • 4.3 Näide 3
• 5 Viited

Millised on redutseerijad??

Nagu juba mainitud, on redutseeriva oksiidi reaktsiooni korral oksüdeeriva aine redutseerimise eest vastutavad redutseerijad.

Oksüdatsiooni- ja redutseerimisreaktsiooni lihtne ja tüüpiline reaktsioon on aeroobsete rakkude hingamine:

C₆H₁₂O₆s) + 6O₂(g) → 6CO₂(g) + 6H₂O (l)

Sel juhul, kui glükoos (C₆H₁₂O₆) reageerib hapnikuga (OR₂), glükoos toimib redutseerijana, et vabastada elektronid hapnikuga - see on oksüdeeritud - ja hapnik muutub oksüdeerivaks aineks.

Orgaanilise keemia puhul loetakse parimaks redutseerivaks aineks need reagendid, mis annavad vesinikku (H₂) reaktsioonile. Selles keemiavaldkonnas viitab redutseerimisreaktsioon vesiniku lisamisele molekulile, kuigi ülaltoodud definitsioon (oksüdeerimise vähendamise reaktsioonid) kehtib ka.

Vähendava aine tugevust määravad tegurid

Selleks, et ainet saaks pidada "tugevaks", eeldatakse, et need on molekulid, aatomid või ioonid, mis on oma elektronidest enam-vähem kergesti eraldatavad..

Selleks on vaja arvukalt tegureid, mida tuleb arvesse võtta, et ära tunda tugevust, mida redutseerija võib omada: elektronegatiivsus, aatomkiirus, ionisatsioonienergia ja redutseerimispotentsiaal.

Elektronegatiivsus

Elektronegatiivsus on omadus, mis kirjeldab aatomi kalduvust meelitada paar elektroni, mis on seotud endaga. Mida kõrgem on elektronegatiivsus, seda suurem on atomi mõjuvõim selle ümbritsevatele elektronidele.

Perioodilises tabelis tõuseb elektronegatiivsus vasakult paremale, nii et leelismetallid on kõige vähem elektroegatiivsed elemendid.

Atomi raadio

Aatomite kogust mõõdab vara. See viitab tüüpilisele või keskmisele kaugusele aatomituuma keskpunktist selle ümbritseva elektroonilise pilve piirini.

See omadus ei ole täpne - ja lisaks sellele on selle määratlusse kaasatud mitu elektromagnetilist jõudu, kuid on teada, et see väärtus väheneb perioodilisest tabelist vasakult paremale ja kasvab ülevalt alla. Seetõttu leitakse, et leelismetallidel, eriti tseesiumil on kõrgem aatomkiirgus.

Ioniseerimise energia

See omadus on defineeritud kui energia, mis on vajalik kõige vähem seotud elektroni eemaldamiseks aatomist (valentselektron) katiooni moodustamiseks..

On öeldud, et mida lähemal on elektronid ümbritseva aatomi tuumale, seda suurem on aatomi ionisatsioonienergia.

Perioodilise tabeli ionisatsioonienergia suureneb vasakult paremale ja alt üles. Ka metallidel (eriti leeliselistel) on madalam ionisatsioonienergia.

Vähendamispotentsiaal

See on kemikaaliliigi kalduvus saada elektrone ja seega vähendada seda. Igal liigil on sisemine redutseerimispotentsiaal: mida suurem on potentsiaal, seda suurem on selle afiinsus elektronidega ja ka nende võime väheneda.

Redutseerijad on need ained, mille redutseerimispotentsiaal on väiksem, kuna nende afiinsus elektronidega on väike.

Tugevad redutseerijad

Ülaltoodud teguritega võib järeldada, et "tugeva" redutseerija leidmiseks on soovitav madalat elektronegatiivsust omav aatom või molekul, kõrge aatomkiirus ja madal ionisatsioonienergia..

Nagu juba mainitud, on leelismetallidel sellised omadused ja neid peetakse tugevateks redutseerijateks.

Teisest küljest loetakse liitiumi (Li) kõige tugevamaks redutseerivaks aineks, kuna ta on madalaima redutseerimispotentsiaaliga, samas kui LiAlH molekul₄ seda peetakse kõigi kõige tugevamaks redutseerivaks aineks, mis sisaldab seda ja teisi soovitud omadusi.

Redutseerijate reaktsioonide näited

Igapäevaelus on palju rooste vähendamise juhtumeid. Siin on mõned kõige tüüpilisemad:

Näide 1

Oktaani (bensiini põhikomponent) põlemisreaktsioon:

2C₈H₁₈(l) + 25O₂ → 16CO₂(g) + 18H₂O (g)

Võib täheldada, kuidas oktaan (redutseerija) annetab hapniku (oksüdeerija) elektroni, moodustades suurtes kogustes süsinikdioksiidi ja vett.

Näide 2

Glükoosi hüdrolüüs on veel üks kasulik näide üldisest vähendamisest:

C₆H₁₂O₆ + 2ADP + 2P + 2NAD⁺ → 2CH₃COCO₂H + 2ATP + 2NADH

Selles reaktsioonis võtavad NAD-i molekulid (elektroniretseptor ja oksüdeerija selles reaktsioonis) glükoosist elektronid (redutseerija).

Näide 3

Lõpuks, raudoksiidi reaktsioonis

Usk₂O₃(s) + 2Al (d) → Al₂O₃(s) + 2Fe (l)

Redutseerija on alumiinium, samas kui oksüdeeriv aine on raud.

Viited

1. Wikipedia. (s.f.). Wikipedia. Välja otsitud aadressilt en.wikipedia.org
2. BBC (s.f.). BBC.co.uk Välja otsitud bbc.co.uk-st
3. Pearson, D. (s.f.). Keemia LibreTexts. Välja otsitud kem.libretexts.org
4. Research, B. (s.f.). Bodneri teadusveeb. Välja otsitud chemed.chem.purdue.edust
5. Peter Atkins, L. J. (2012). Keemilised põhimõtted: Insighti otsing.