Redoks

Redoks (indirgeme-oksidasyon, telaffuz: /ˈrɛdɒks/ redoks or /ˈriːdɒks/ reedoks[1] ) atomların oksidasyon durumlarının değiştiği bir tür kimyasal reaksiyondur. Redoks reaksiyonları, kimyasal türler arasında elektronların fiili veya biçimsel aktarımı ile karakterize edilir, çoğunlukla bir tür (indirgeyici ajan) oksidasyona (elektronları kaybeden), diğer türler (oksitleyici ajan) indirgemeye uğrar (elektron kazanır).[2] Elektronun çıkarıldığı kimyasal türlerin indirgenmiş olduğu söyleniyor. Başka bir deyişle:

• Oksidasyon, elektronların bir atom ya da molekülden ayrılmasını sağlayan kimyasal tepkimedir.
• Redüksiyon, bir atomun elektron almasını sağlayan kimyasal tepkimedir.

Organik kimyadaki birçok reaksiyon, oksidasyon durumlarındaki değişikliklerden kaynaklanan, ancak farklı elektron transferi olmaksızın redoks reaksiyonlarıdır. Örneğin ahşabın moleküler oksijen ile yanması sırasında odun içerisindeki karbon atomlarının oksidasyon durumu artmakta ve karbondioksit ve su oluştukça oksijen atomlarının oksidasyon durumu azalmaktadır. Oksijen atomları indirgenir, resmen elektron kazanır, karbon atomları ise oksidasyona uğrayarak elektron kaybeder. Dolayısıyla bu reaksiyonda oksijen oksitleyici madde ve karbon indirgeyici maddedir.[3]

Oksidasyon reaksiyonları genellikle oksijen moleküllerinden oksitlerin oluşumu ile ilişkilendirilse de, diğer kimyasal türler de aynı işlevi görebileceğinden, oksijen bu tür reaksiyonlara dâhil edilmez.[3]

Redoks reaksiyonları, pas oluşumunda olduğu gibi nispeten yavaş veya yanan yakıt durumunda olduğu gibi çok daha hızlı gerçekleşebilir. Karbon dioksit (CO2) elde etmek için karbonun oksidasyonu veya metan (CH4) elde etmek için karbonun hidrojenle indirgenmesi gibi basit redoks prosesleri ve insan vücudunda glikoz oksidasyonu (C6H1206) gibi daha karmaşık prosesler vardır. Sudaki bağ enerjilerinin ve iyonlaşma enerjilerinin analizi redoks potansiyellerinin hesaplanmasına izin verir.[4][5]

Etimoloji

“Redoks”, “indirgeme” ve “oksidasyon” kelimelerinin bir özetidir. Oksidasyon kelimesi başlangıçta bir oksit oluşturmak için oksijenle reaksiyonu ima ediyordu, çünkü dioksijen (O2 (g)) tarihsel olarak bilinen ilk oksitleyici maddeydi. Daha sonra terim, paralel kimyasal reaksiyonlar gerçekleştiren oksijen benzeri maddeleri kapsayacak şekilde genişletildi. Sonuçta anlam, elektron kaybını içeren tüm süreçleri içerecek şekilde genelleştirildi.

Azaltma kelimesi, orijinal olarak, metali çıkarmak için bir metal oksit gibi metalik bir cevherin ısıtılması üzerine ağırlıktaki kayıp anlamına gelir. Başka bir deyişle, cevher metale “indirgenmiştir”. Antoine Lavoisier, bu kilo kaybının bir gaz olarak oksijen kaybına bağlı olduğunu gösterdi. Bilim adamları daha sonra bu süreçte metal atomunun elektron kazandığını fark ettiler. İndirgemenin anlamı daha sonra elektron kazanımını içeren tüm süreçleri içerecek şekilde genelleştirildi.

Elektrokimyacı John Bockris, elektrotlarda meydana geldiklerinde sırasıyla indirgeme ve oksidasyon süreçlerini tanımlamak için elektronasyon ve elektron giderme kelimelerini kullandı.[6] Bu kelimeler protonasyon ve protonsuzlaşmaya benzer [7], ancak dünya çapında kimyagerler tarafından geniş çapta benimsenmemiştir.

Hidrojen, özellikle organik kimya ve biyokimyada çok sayıda reaksiyonda indirgeme ajanı olduğundan , “hidrojenasyon” terimi genellikle indirgeme yerine kullanılabilir. Bununla birlikte, kök elementinin ötesinde genelleştirilen oksidasyonun aksine, hidrojenasyon, başka bir maddeye hidrojen ekleyen reaksiyonlarla özel bağlantısını sürdürmüştür (örneğin, doymamış yağların doymuş yağlara hidrojenlenmesi, R – CH = CH – R + H2 → R – CH2 – CH2 – R). “Redoks” kelimesi ilk olarak 1928’de kullanıldı.[8]

Tanımlar

Oksidasyon ve indirgeme süreçleri aynı anda gerçekleşir ve asit-baz reaksiyonlarında olduğu gibi birbirinden bağımsız olamaz.[3] Tek başına oksidasyon ve tek başına indirgemenin her birine yarım reaksiyon denir çünkü iki yarı reaksiyon her zaman tam bir reaksiyon oluşturmak için birlikte meydana gelir. Yarı reaksiyonları yazarken, kazanılan veya kaybolan elektronlar, yarı reaksiyonun elekrik yüküne göre dengelenmesi için tipik olarak açıkça dâhil edilir. Net kimyasal denklem oluşturmak için yarı tepkimeler birleştirildiğinde elektronlar birbirini götürür.

Birçok amaç için yeterli olsa da, bu genel tanımlar tam olarak doğru değildir. Oksidasyon ve indirgeme uygun şekilde oksidasyon durumunda bir değişikliği ifade etse de, gerçek elektron transferi asla gerçekleşmeyebilir. Bir atomun oksidasyon durumu, farklı elementlerin atomları arasındaki tüm bağlar 100% iyonik olsaydı bir atomun sahip olacağı hayali yüktür. Bu nedenle, oksidasyon en iyi, oksidasyon durumunda bir artış ve oksidasyon durumunda bir azalma olarak indirgeme olarak tanımlanır. Pratikte, elektronların transferi her zaman oksidasyon durumunda bir değişikliğe neden olacaktır, ancak hiçbir elektron transferi gerçekleşmese bile (kovalent bağları içerenler bile) “redoks” olarak sınıflandırılan birçok reaksiyon vardır. Sonuç olarak, redoks sürecinden geçen tek tek atomlar için basit yarı tepkimeler yazılamaz.

Oksitleyici ve Azaltıcı Ajanlar

Redoks işlemlerinde indirgeyici, elektronları oksidanlara aktarır. Bu nedenle reaksiyonda indirgeyici veya indirgeyici ajan elektron kaybeder ve oksitlenir ve oksidan veya oksitleyici ajan elektron kazanır ve indirgenir. Belirli bir reaksiyonda yer alan bir oksitleyici ve indirgeyici ajan çiftine redoks çifti denir. Bir redoks çifti, indirgeyici bir türdür ve karşılık gelen oksitleyici formdur,[9] Fe²⁺ / Fe³⁺ .

OKSİDİZATÖRLER

Ana madde: oksitleyici ajan

Diğer maddeleri oksitleme kabiliyetine sahip (elektron kaybetmelerine neden olan) maddelerin oksidatif veya oksitleyici olduğu soylenir ve oksitleyici maddeler, oksidanlar veya oksitleyiciler olarak bilinirler. Yani, oksidan (oksitleyici ajan) elektronları başka bir maddeden uzaklaştırır ve böylece kendisi indirgenir ve elektronları “kabul ettiği” için, oksitleyici maddeye elektron alıcısı da denir. Oksijen mükemmel oksitleyicidir.

Oksidanlar genellikle yüksek oksidasyon durumlarında elementlere sahip kimyasal maddelerdir (örneğin  H₂O₂, MnO⁻₄, CrO₃, Cr₂O²⁻₇, OsO₄)  veya başka bir maddeyi oksitleyerek fazladan elektron kazanabilen yüksek elektronegatif elementler (O₂, F₂, Cl₂, Br₂)

REDÜKTÖRLER

Ana madde: indirgeyici ajan

Diğer maddeleri azaltma kabiliyetine sahip (elektron kazanmalarına neden olan) maddelerin indirgeyici veya indirgen olduğu söylenir ve indirgeyici maddeler, indirgeyiciler veya indirgenler olarak bilinirler. İndirgeyici (indirgeme ajanı) elektronları başka bir maddeye aktarır ve böylece kendisi oksitlenir ve elektron bağışladığı için, indirgeyici maddeye elektron vericisi de denir. Elektron vericileri ayrıca elektron alıcıları ile yük transfer kompleksleri oluşturabilirler.

Kimyadaki indirgeyiciler çok çeşitlidir. Lityum, sodyum, magnezyum, demir, çinko ve alüminyum gibi elektropozitif temel metaller iyi indirgeyici maddelerdir. Bu metaller, nispeten kolayca elektron bağışlar veya verir. NaBH₄ and LiAlH₄ gibi hidrit transfer reaktifleri, organik kimyada,[10][11] başlıca karbonil bileşiklerinin alkollere indirgenmesinde yaygın olarak kullanılmaktadır. Diğer bir indirgeme yöntemi, bir paladyum, platin veya nikel katalizör ile hidrojen gazının (H2) kullanılmasını içerir. Katalitik hidrojenasyon reaksiyonu, önemli bir endüstriyel işlemdir.

Standart Elektrot Potansiyelleri (Redüksiyon Potansiyelleri)

Her bir yarı reaksiyon (E⁰_cell) katot reaksiyonunun dikkate alınan yarı reaksiyon olduğu bir elektrokimyasal hücrenin standart koşulları altında dengede potansiyel farkına veya voltaja eşit olan standart bir elektrot potansiyeline sahiptir ve anot, hidrojenin standart bir hidrojen elektrotudur. Oksitlenmiş hali:

¹⁄₂ H₂ → H⁺ + e⁻

Her yarı reaksiyonun elektrot potansiyeli, indirgeme potansiyeli olarak da bilinir. E⁰_red,  veya yarı reaksiyon bir katotta gerçekleştiğinde indirgeme potansiyeli, oksitleyici maddenin indirgenme eğiliminin bir ölçüsüdür. H + + e− → 1⁄2 H2 için değeri tanımı gereği sıfır, H + 'dan daha güçlü oksitleyici maddeler için pozitif (örneğin, F2 için +2.866 V) ve H +' dan daha zayıf olan oksitleyici maddeler için negatif (örneğin, -0.763 V Zn2 + için).[12]

Bir hücrede gerçekleşen bir redoks reaksiyonu için potansiyel fark şudur:

E⁰_cell = E⁰_cathode – E⁰_anode

Bununla birlikte, anottaki reaksiyonun potansiyeli bazen bir oksidasyon potansiyeli olarak ifade edilir:

E⁰_ox = –E⁰_red

Oksidasyon potansiyeli, indirgeyici ajanın oksitlenme eğiliminin bir ölçüsüdür ancak bir elektrottaki fiziksel potansiyeli temsil etmez. Bu gösterimle, hücre voltaj denklemi bir artı işaretiyle yazılır.

E⁰_cell = E⁰_red(cathode) + E⁰_ox(anode).

Redoks Tepkimelerine Örnekler

Hidrojen ve florin arasındaki reaksiyonda, hidrojen oksitlenir ve flor indirgenir:

H₂ + F₂ → 2 HF

Bu reaksiyon kendiliğindendir ve 2 g hidrojen başına 542 kJ açığa çıkarır çünkü H-F bağı zayıf, yüksek enerjili F-F bağından çok daha güçlüdür. Bu genel reaksiyonu iki yarı reaksiyon olarak yazabiliriz:

Oksidasyon reaksiyonu:

H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻

İndirgeme reaksiyonu:

F₂ + 2 e⁻ → 2 F⁻

Her bir yarı tepkimeyi ayrı ayrı analiz etmek genellikle genel kimyasal süreci daha net hale getirebilir. Bir redoks reaksiyonu sırasında yükte net bir değişiklik olmadığı için, oksidasyon reaksiyonunda fazla olan elektron sayısı, indirgeme reaksiyonu tarafından tüketilen sayıya eşit olmalıdır (yukarıda gösterildiği gibi).

Elementler, moleküler formda bile her zaman sıfır oksidasyon durumuna sahiptir. İlk yarı reaksiyonda hidrojen, sıfır oksidasyon durumundan +1 oksidasyon durumuna oksitlenir. İkinci yarı reaksiyonda flor, sıfır oksidasyon durumundan -1 oksidasyon durumuna indirgenir.

Reaksiyonları toplarken elektronlar iptal edilir:

        H₂→2 H⁺ + 2 e⁻

F₂ + 2 e⁻→2 F⁻

__________________

H₂ + F₂→2 H⁺ + 2 F⁻

İyonlar birleşerek hidrojen florür oluştururlar:

2 H⁺ + 2 F⁻ → 2 HF

Genel tepki şudur:

H₂ + F₂ → 2 HF

METAL YER DEĞİŞTİRME

Bu tür reaksiyonda, bir bileşikteki (veya bir çözeltideki) bir metal atomu, başka bir metalin bir atomu ile değiştirilir. Örneğin, çinko metal bir bakır (II) sülfat çözeltisine yerleştirildiğinde bakır biriktirilir.

Zn(s)+ CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Yukarıdaki reaksiyonda çinko metal, bakır (II) iyonunu bakır sülfat çözeltisinden çıkarır ve böylece serbest bakır metali serbest bırakır. Reaksiyon kendiliğinden gerçekleşir ve 65 g çinko başına 213 kJ açığa çıkarır, çünkü çinkoya göre bakır metal kısmen dolu d-orbitalleri yoluyla bağlanma nedeniyle daha düşüktür.Bu reaksiyonun iyonik denklemi:

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

İki yarı reaksiyon olarak çinkonun okside olduğu görülür:

Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Ve bakır azalır:

Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

Diğer örnekler

Bir asit varlığında nitratın nitrojene indirgenmesi (denitrifikasyon):

2 NO⁻₃ + 10 e⁻ + 12 H⁺ → N₂ + 6 H₂O

İçten yanmalı bir motorda olduğu gibi hidrokarbonların yanması su, karbon dioksit, karbon monoksit gibi kısmen oksitlenmiş formlar ve ısı enerjisi üretir. Karbon içeren malzemelerin tam oksidasyonu, karbondioksit üretir.

Organik kimyada, bir hidrokarbonun oksijen ile aşamalı oksidasyonu su ve ardışık olarak bir alkol, bir aldehit veya bir keton, bir karboksilik asit ve ardından bir peroksit üretir.

Korozyon ve paslanma

Korozyon terimi, oksijen gibi bir oksidan ile reaksiyona giren metallerin elektrokimyasal oksidasyonunu ifade eder. Demir oksitlerin oluşumu olan paslanma, elektrokimyasal korozyonun iyi bilinen bir örneğidir; demir metalinin oksidasyonu sonucu oluşur. Yaygın pas genellikle aşağıdaki kimyasal reaksiyonda oluşan demir (III) oksit anlamına gelir:

4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃

Bir asit varlığında hidrojen peroksit ile demirin (II) demire (III) oksidasyonu:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻                 H₂O₂ + 2 e⁻ → 2 OH⁻                     

Genel denklem:

2 Fe²⁺ + H₂O₂ + 2 H⁺ → 2 Fe³⁺ + 2 H₂O

Orantısızlık

Orantısızlaştırma reaksiyonu, tek bir maddenin hem oksitlendiği hem de indirgendiği reaksiyondur. Örneğin, +2 oksidasyon durumunda kükürt içeren tiyosülfat iyonu, elemental kükürt (oksidasyon durumu 0) ve sülfür dioksit (oksidasyon durumu +4) oluşturmak için asit varlığında reaksiyona girebilir.

S₂O₃^2-(aq) + 2 H⁺(aq) → S(s) + SO₂(g) + H₂O(l)

Böylece bir kükürt atomu +2'den 0'a indirgenirken diğeri +2'den + 4'e oksitlenir.[12]

Endüstride Redoks Reaksiyonları

Katodik koruma, bir elektrokimyasal hücrenin katodu yaparak bir metal yüzeyin korozyonunu kontrol etmek için kullanılan bir tekniktir. Basit bir koruma yöntemi, korunan metali, anot görevi görmesi için daha kolay aşınan "kurban anoda" bağlar. Korunan metal yerine kurban metal, daha sonra paslanır. Katodik korumanın yaygın bir uygulaması, çelik parçalar üzerine kurbanlık bir çinko kaplamanın onları pastan koruduğu galvanizli çeliktir.

Oksidasyon, temizlik ürünleri üretimi ve nitrik asit üretmek için amonyağın oksitlenmesi gibi çok çeşitli endüstrilerde kullanılmaktadır. 

Redoks reaksiyonları, elektrik enerjisi üretebilen veya elektro sentezi destekleyebilen elektrokimyasal hücrelerin temelidir. Metal cevherleri, genellikle, saf metallerin indirgeyici bir maddenin varlığında yüksek sıcaklıkta eritilerek çıkarıldığı oksitler veya sülfitler gibi oksitlenmiş hallerde metaller içerir. Elektrokaplama işlemi, krom kaplamalı otomotiv parçalarında, gümüş kaplama çatal bıçak takımlarında, galvanizleme ve altın kaplama mücevherlerde olduğu gibi nesneleri ince bir malzeme tabakasıyla kaplamak için redoks reaksiyonları kullanır.

Biyolojide Redoks Reaksiyonları

Birçok önemli biyolojik süreç, redoks reaksiyonlarını içerir. 

Örneğin hücresel solunum, glikozun (C₆H₁₂O₆) CO₂'ye oksidasyonu ve oksijenin suya indirgenmesidir. Hücre solunumu için özet denklem şudur:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

Hücre solunumu süreci ayrıca büyük ölçüde NAD + 'nın NADH'ye indirgenmesine ve ters reaksiyona (NADH'nin NAD + oksidasyonu) bağlıdır. Fotosentez ve hücresel solunum tamamlayıcıdır, ancak fotosentez hücre solunumundaki redoks reaksiyonunun tersi değildir.

6 CO₂ + 6 H₂O + ışık enerjisi → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

Biyolojik enerji sıklıkla depolanır ve redoks reaksiyonları vasıtasıyla serbest bırakılır. Fotosentez, karbondioksitin şekerlere indirgenmesini ve suyun oksidasyonunu moleküler oksijene dönüştürmeyi içerir. Ters reaksiyon, solunum, şekerleri oksitleyerek karbondioksit ve su üretir. Ara adımlar olarak, indirgenmiş karbon bileşikleri, nikotinamid adenin dinükleotidi (NAD⁺) NADH'ye indirgemek için kullanılır; bu, daha sonra adenozin trifosfat (ATP) sentezini harekete geçiren ve oksijen azalmasıyla korunan bir proton gradyanı oluşturulmasına katkıda bulunur. . Hayvan hücrelerinde mitokondri benzer işlevleri yerine getirir. Membran potansiyeli makalesine bakın.

Serbest radikal reaksiyonları, homeostazın bir parçası olarak ortaya çıkan ve mikroorganizmaları öldüren, bir elektronun bir molekülden ayrıldığı ve ardından neredeyse anında yeniden bağlandığı redoks reaksiyonlarıdır. Serbest radikaller, redoks moleküllerinin bir parçasıdır ve redoks molekülüne veya bir antioksidana yeniden bağlanmazlarsa insan vücuduna zararlı olabilirler. Tatminsiz serbest radikaller, karşılaştıkları hücrelerin mutasyonunu tetikleyebilir ve bu nedenle kanserin nedenidir.

Redoks durumu terimi genellikle bir hücre veya organ gibi biyolojik bir sistemde GSH / GSSG, NAD + / NADH ve NADP + / NADPH'nin dengesini tanımlamak için kullanılır. Redoks durumu, ara dönüşümü bu oranlara bağlı olan birkaç metabolit setinin (örneğin laktat ve piruvat, beta-hidroksibutirat ve asetoasetat) dengesine yansır. Hipoksi, şok ve sepsis gibi çeşitli zararlı durumlarda anormal bir redoks durumu gelişebilir. Redoks mekanizması ayrıca bazı hücresel süreçleri de kontrol eder. Redoks proteinleri ve genleri, mitokondri ve kloroplastlarda DNA'nın işlevi için CoRR hipotezine göre redoks regülasyonu için birlikte konumlandırılmalıdır.

Redox Döngüsü

Geniş çeşitlilikteki aromatik bileşikler, ana bileşiklerinden bir fazla elektron içeren serbest radikaller oluşturmak için enzimatik olarak indirgenir. Genel olarak, elektron vericisi, çok çeşitli flavoenzimler ve bunların koenzimlerinden herhangi biridir. Oluştuktan sonra, bu anyon içermeyen radikaller moleküler oksijeni süperoksite indirger ve değişmemiş ana bileşiği yeniden oluşturur. Net reaksiyon, flavoenzim koenzimlerinin oksidasyonu ve süperoksit oluşturmak için moleküler oksijenin indirgenmesidir. Bu katalitik davranış, beyhude bir döngü veya redoks döngüsü olarak tanımlanmıştır.

Jeolojide Redoks Reaksiyonları

Jeolojide redoks, hem minerallerin oluşumu hem de minerallerin mobilizasyonu için önemlidir ve ayrıca bazı çökelme ortamlarında da önemlidir. Genel olarak, çoğu kayanın redoks hali kayanın renginde görülebilir. Kaya oksitleyici koşullarda oluşur ve ona kırmızı bir renk verir. Daha sonra, indirgeyici bir sıvı kayadan geçtiğinde yeşil - veya bazen beyaz - bir forma "beyazlatılır". Azaltılmış sıvı, uranyum içeren mineralleri de taşıyabilir. Jeolojik süreçleri etkileyen ünlü redoks koşulları arasında uranyum yatakları ve Moqui mermerleri bulunur.

Redoks Reaksiyonlarını Dengelemek

Bir redoks işlemi için genel elektrokimyasal reaksiyonu açıklamak, oksidasyon ve indirgeme için bileşen yarı reaksiyonlarının dengelenmesini gerektirir. Genel olarak, sulu solüsyondaki reaksiyonlar için bu, oksidasyon değişikliklerini telafi etmek için H +, OH−, H2O ve elektronların eklenmesini içerir.

Asidik ortam

Asidik sulu ortamda, genel reaksiyonu dengelemek için yarı reaksiyonlara H + iyonları ve su eklenir.

Örneğin, manganez (II) sodyum bizmutat ile reaksiyona girdiğinde: 

 Dengesiz reaksiyon: Mn²⁺(aq) + NaBiO₃(s) → Bi³⁺(aq) + MnO−4 (aq)

  Oksidasyon: 4 H₂O(l) + Mn²⁺(aq) → MnO−4(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e⁻

 Redüksiyon: 2 e⁻ + 6 H⁺ + BiO−3(s) → Bi³⁺(aq) + 3 H₂O(l)

Reaksiyon, iki yarı hücre reaksiyonunun aynı sayıda elektronu içerecek şekilde ölçeklendirilmesiyle dengelenir (oksidasyon reaksiyonunu indirgeme adımındaki elektron sayısıyla çarparak ve tersi):

8 H₂O(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 H₂O(l)

Bu iki reaksiyonun eklenmesi elektron terimlerini ortadan kaldırır ve dengeli reaksiyonu verir:

14 H⁺(aq) + 2 Mn²⁺(aq) + 5 NaBiO₃(s) → 7 H₂O(l) + 2 MnO−4(aq) + 5 Bi³⁺(aq) + 5 Na+(aq)

Basit medya

Bazik sulu ortamda, genel reaksiyonu dengelemek için yarı reaksiyonlara OH− iyonları ve su eklenir.

Örneğin, potasyum permanganat ile sodyum sülfit arasındaki reaksiyonda:

 Dengesiz reaksiyon: KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH

 Azaltma: 3 e⁻ + 2 H₂O + MnO−4 → MnO₂ + 4 OH⁻

 Oksidasyon: 2 OH⁻ + SO2−3 → SO2−4 + H₂O + 2 e⁻

İki yarım hücre reaksiyonundaki elektron sayısını dengelemek şunları verir: 

6 e⁻ + 4 H₂O + 2 MnO−4 → 2 MnO₂ + 8 OH⁻

6 OH⁻ + 3 SO2−3 → 3 SO2−4 + 3 H₂O + 6 e⁻

Bu iki yarı hücre reaksiyonunu bir araya getirmek dengeli denklemi verir:

 2 KMnO₄ + 3 Na₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH

Anımsatıcılar

Ana madde: Kimya anımsatıcılarının listesi

Redoks ile ilgili anahtar terimler genellikle kafa karıştırıcıdır.[13][14] Örneğin, oksitlenmiş bir reaktif elektron kaybeder; ancak bu reaktif, indirgeyici ajan olarak anılır. Benzer şekilde, indirgenmiş bir reaktif elektron kazanır ve oksitleyici ajan olarak anılır.[15] Bu anımsatıcılar, terminolojiyi ezberlemeye yardımcı olmak için öğrenciler tarafından yaygın olarak kullanılmaktadır:[16]

• "OIL RIG" - oksidasyon elektron kaybı, indirgeme elektron kazancıdır [13][14][15][16]
• "LEO aslan GER diyor" - elektron kaybı oksidasyon, elektron kazanımı indirgemedir [13][14][15][16]
•  "LEORA GEROA diyor" - elektron kaybına oksidasyon (indirgeme ajanı) denir; elektron kazancı, indirgeme (oksitleyici ajan) olarak adlandırılır.[15]
• "RED CAT" ve "AN OX" veya "AnOx RedCat" ("öküz kırmızısı kedi") - indirgeme katotta meydana gelir ve anot oksidasyon içindir
•  "RED CAT, AN OX'un kaybettiğini kazanır" - katot kazançlarında (elektronlar) azalma, anot oksidasyonunun kaybettikleri (elektronlar)
• "PANİK" - Pozitif Anot ve Negatif, Katottur. Bu, depolanan elektriği serbest bırakan ve elektrikle yeniden şarj edilebilen elektrolitik hücreler için geçerlidir. PANIC redoks malzemeleriyle doldurulabilen hücrelere uygulanmaz. Yakıt hücreleri gibi bu galvanik veya voltaik hücreler, dahili redoks reaksiyonlarından elektrik üretir. Burada pozitif elektrot katot, negatif ise anottur.

KAYNAKÇA

1. "Redox | Definition of Redox by Oxford Dictionary on Lexico.com also meaning of Redox". Lexico Dictionaries | English (İngilizce). 7 Mart 2020 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 7 Ocak 2021.
2. "Concepts in Biochemistry - Concept Reviews". www.wiley.com. 13 Aralık 2009 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 7 Ocak 2021.
3. "Gale In Context: Science - Document - Oxidation-reduction reaction". go.gale.com. 12 Kasım 2020 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 7 Ocak 2021.
4. Schmidt-Rohr, Klaus (9 Ekim 2018). "How Batteries Store and Release Energy: Explaining Basic Electrochemistry". Journal of Chemical Education. 95 (10): 1801-1810. doi:10.1021/acs.jchemed.8b00479. ISSN 0021-9584.
5. Schmidt-Rohr, Klaus (8 Aralık 2015). "Why Combustions Are Always Exothermic, Yielding About 418 kJ per Mole of O2". Journal of Chemical Education. 92 (12): 2094-2099. doi:10.1021/acs.jchemed.5b00333. ISSN 0021-9584.
6. "Bockris, John O'M.; Reddy, Amulya K. N. (1970). Modern Electrochemistry. Plenum Press. pp. 352–3." 19 Aralık 2003 tarihinde kaynağından arşivlendi.
7. Bockris, John O'M; Reddy, Amulya K. N. (21 Kasım 2013). Volume 1 Modern Electrochemistry: An Introduction to an Interdisciplinary Area (İngilizce). Springer Science & Business Media. ISBN 978-1-4615-7467-5.
8. "redox | Origin and meaning of redox by Online Etymology Dictionary". www.etymonline.com (İngilizce). 7 Kasım 2018 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 7 Ocak 2021.
9. Pingarrón, José M.; Labuda, Ján; Barek, Jiří; Brett, Christopher M. A.; Camões, Maria Filomena; Fojta, Miroslav; Hibbert, D. Brynn (28 Nisan 2020). "Terminology of electrochemical methods of analysis (IUPAC Recommendations 2019)". Pure and Applied Chemistry (İngilizce). 92 (4): 641-694. doi:10.1515/pac-2018-0109. ISSN 0033-4545.
10. Hudlicky, Milos, 1919- (1996). Reductions in organic chemistry. 2nd ed. Washington, DC: American Chemical Society. ISBN 0-8412-3344-6. OCLC 34912844.
11. Hudlicky, Milos, 1919- (1990). Oxidations in organic chemistry. Washington, DC: American Chemical Society. ISBN 0-8412-1780-7. OCLC 21333513.
12. Petrucci, Ralph H. (2002). General chemistry : principles and modern applications. 8th ed. Harwood, William S., Herring, F. Geoffrey, 1939-. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall. ISBN 0-13-014329-4. OCLC 46872308.
13. Robertson, William C. (2010). More Chemistry Basics. Arlington: National Science Teachers Association (NSTA). ISBN 978-1-936137-74-9. OCLC 828298734.
14. Phillips, John S. (2000). Chemistry : concepts and applications. Strozak, Victor S., 1940-, Wistrom, Cheryl. New York: Glencoe/McGraw-Hill. ISBN 0-02-828209-4. OCLC 41869612.
15. Rodgers, Glen E., 1944- (2012). Descriptive inorganic, coordination, and solid state chemistry. 3rd ed. Rodgers, Glen E., 1944-. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning. ISBN 978-0-8400-6846-0. OCLC 663950017.
16. Zumdahl, Steven S. (2009). Chemistry. 7th edition. Zumdahl, Susan A. Boston: Houghton Mifflin. ISBN 978-0-547-05405-6. OCLC 813191277.

Daha Fazla Okuma

• Schüring, J.; Schulz, H. D.; Fischer, W. R.; Böttcher, J.; Duijnisveld, W. H., (Edl.) (1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications. Heidelberg: Springer-Verlag. s. 246. hdl:10013/epic.31694.d001. ISBN 978-3-540-66528-1.
• Tratnyek, Paul G.; Grundl, Timothy J.; Haderlein, Stefan B., (Edl.) (2011). Aquatic Redox Chemistry. ACS Symposium Series. 1071. doi:10.1021/bk-2011-1071. ISBN 978-0-8412-2652-4.

Dış bağlantılar

• Chemical Equation Balancer – An open-source chemical equation balancer that handles redox reactions.
• Redox reactions calculator
• Redox reactions at Chemguide
• Online redox reaction equation balancer, balances equations of any half-cell and full reactions