Oksiderend

Tevrede

• Reaksies "redoks"
• Voorbeelde van oksideermiddels

Die stowwe oksideermiddels (O) is oksiderende stowwe wat onder spesifieke omstandighede van temperatuur en druk met 'n brandstof kan meng en presies 'n verbranding. In hierdie proses verminder die oksideermiddel tot brandstof en laasgenoemde word deur eersgenoemde geoksideer.

Oksideermiddels is oksideermiddels, geneig tot hoogs eksotermiese reduksie-oksidasie reaksies (dit produseer hitte), so baie van hierdie tipe stowwe word beskou as die gevaarlike of versigtige hantering, aangesien dit ernstige brandwonde kan veroorsaak.

Ook genoem oksideermiddel, by uitbreiding, enige medium waarin verbranding moontlik is.

Sien ook: Voorbeelde van brandstowwe

Reaksies "redoks"

Die oksideermiddelsAs oksidante produseer hulle 'redoks' -reaksies, dit wil sê gelyktydige reduksie en oksidasie. In hierdie tipe reaksie vind 'n elektronwisseling plaas in die mate dat die oksidant elektrone opdoen (verminder) en die verkleiner elektrone verloor (oksideer). Al die betrokke komponente kry ook 'n oksidasietoestand.

Voorbeelde van hierdie tipe reaksie is die gevalle van ontploffing, chemiese sintese of korrosie.

Voorbeelde van oksideermiddels

1. Suurstof (O₂). Die oksideermiddel by uitstek, betrokke by byna alle ontvlambare of plofbare reaksies. Gewoonlik kan gewone vuur nie in sy afwesigheid ontstaan ​​nie. Oor die algemeen produseer redoksreaksies van suurstof, benewens energie, ook hoeveelhede CO₂ en water.
2. Osoon (O₃). 'N Omgewings seldsame gasmolekuul, hoewel dit volop voorkom in die boonste lae van die atmosfeer, maar word dikwels gebruik in watersuiwering en ander prosesse wat voordeel trek uit sy sterk oksiderende vermoë.
3. Waterstofperoksied (H₂OF₂). Dit staan ​​ook bekend as waterstofperoksied of dioksogeen, en is 'n hoogs polêre, sterk oksiderende vloeistof wat dikwels gebruik word om wonde te ontsmet of hare te bleik. Die formule is onstabiel en neig om in water- en suurstofmolekules af te breek, wat hitte -energie tydens die proses vrystel. Dit is nie ontvlambaar nie, maar dit kan spontane verbranding veroorsaak as dit in die teenwoordigheid van koper, silwer, brons of sekere organiese materiaal is.
4. Hipochloriete (ClO-). Hierdie ione is vervat in talle verbindings soos vloeibare bleikmiddels (natriumhypochloriet) of poeiers (kalsiumhypochloriet), wat baie onstabiel is en geneig is om te ontbind in die teenwoordigheid van sonlig, hitte en ander prosesse. Hulle reageer baie eksotermies op organiese materiaal, wat verbranding kan veroorsaak, en op mangaan, wat permanganate vorm..
5. Permanganate. Dit is soute verkry uit permanganésiensuur (HMnO₄), waaruit hulle die anioon MnO erf₄^– en daarom mangaan in sy hoogste oksidasietoestand. Hulle is geneig om 'n kragtige violet kleur te hê en 'n baie hoë ontvlambaarheid in kontak met organiese materiaal., wat 'n pers vuur veroorsaak en ernstige brandwonde kan veroorsaak.
6. Peroksoswawelsuur (H₂SW₅). Hierdie kleurlose vaste stof, smeltbaar by 45 ° C, het uitstekende industriële toepassings as 'n ontsmettingsmiddel en skoonmaker, en vir die opwekking van suursoute in die teenwoordigheid van elemente soos kalium (K). In die teenwoordigheid van organiese molekules, soos eters en ketone, vorm dit baie onstabiele molekules deur peroksigenasie, soos asetoonperoksied.
7. Asetoonperoksied (C.₉H₁₈OF₆). Hierdie organiese verbinding, wat bekend staan ​​as peroksyketoon, is hoogs plofbaar, aangesien dit baie maklik reageer op hitte, wrywing of impak. Daarom het baie terroriste dit as 'n ontsteker in hul aanvalle gebruik, en nie 'n paar chemici is beseer toe hulle dit hanteer het nie. Dit is 'n hoogs onstabiele molekule wat, wanneer dit in ander meer stabiele stowwe ontbind word, enorme hoeveelhede energie vrystel (entropiese ontploffing).
8. Halogene. Sommige elemente van groep VII van die periodieke tabel, bekend as halogene, is geneig om mononegatiewe ione te skep vanweë die behoefte aan elektrone om hul laaste energievlak te voltooi, vorm sodoende soute wat bekend staan ​​as haliede wat sterk oksideer.
9. Tollens reagens. Deur die Duitse chemikus Bernhard Tollens genoem, is dit 'n waterige kompleks van diamien (twee groepe amiene: NH₃) en silwer, vir eksperimentele gebruik by die opsporing van aldehiede, aangesien hul kragtige oksiderende vermoë dit omskakel in karboksielsure. Tollensreagens, as dit egter vir 'n lang tyd gestoor word, vorm spontaan silwer fulminaat (AgCNO), 'n hoogs plofbare silwer sout..
10. Osmium tetroksied(Beer₄). Ondanks die skaarsheid van osmium, het hierdie verbinding baie interessante toepassings, gebruike en eienskappe. In vaste stof is dit byvoorbeeld baie vlugtig: dit verander in 'n gas by kamertemperatuur. Alhoewel dit 'n kragtige oksidant is, met veelvuldige gebruike in die laboratorium as katalisator, reageer dit nie met die meeste koolhidrate nie, maar dit is baie giftig in hoeveelhede wat minder is as die wat deur menslike reuk waargeneem kan word.
11. Perchloorsuur soute (HClO₄). Perchloraat soute bevat chloor in 'n hoë oksidasietoestand, wat dit ideaal maak vir die integrasie van plofstof, pirotegniese toestelle en vuurpylbrandstowwe, aangesien dit 'n uitstekende oksideermiddel is met baie min oplossing.
12. Nitrate (NO₃^–). Soortgelyk aan permanganate, is dit soute waarin stikstof in 'n belangrike oksidasietoestand is. Hierdie tipe verbindings kom natuurlik voor in die ontbinding van biologiese afval, soos ureum of stikstofhoudende proteïene, wat ammoniak of ammoniak vorm, en word wyd in kunsmis gebruik. Dit is ook 'n noodsaaklike deel van swart poeier, wat sy oksidasievermoë gebruik om koolstof en swael te transformeer en kalorie -energie vry te stel..
13. Sulfoksiede. Hierdie tipe verbinding word hoofsaaklik verkry deur organiese oksidasie van sulfiede, en word in talle farmaseutiese middels gebruik, en in die teenwoordigheid van meer suurstof kan hulle hul oksidasieproses voortsit totdat dit sulfone word, bruikbaar as antibiotika.
14. Chroom trioksied (CrO₃). Hierdie verbinding is 'n vaste stof met 'n donkerrooi kleur, oplosbaar in water en is nodig vir galvanisering en verchrooming van metale. Die enigste kontak met etanol of ander organiese stowwe veroorsaak dat hierdie stof onmiddellik ontbrand., wat uiters korrosief, giftig en kankerverwekkend is, sowel as 'n belangrike deel van seswaardige chroom, 'n uiters skadelike verbinding vir die omgewing.
15. Verbindings met cerium VI. Cerium (Ce) is 'n chemiese element van die orde van lanthanides, 'n sagte grys metaal, rekbaar, maklik geoksideer. Die verskillende ceriumoksiede wat verkrygbaar word, word wyd industrieel gebruik, veral by die vervaardiging van vuurhoutjies en as 'n ligter klip ('tinder') deur 'n legering met yster., aangesien die enigste wrywing met ander oppervlaktes genoeg is om vonke en bruikbare hitte te produseer.

Dit kan u dien:

• Voorbeelde van brandstowwe in die alledaagse lewe