Reduktion-Oxidation

Der Cu - Ag -Stapel , ein Beispiel für eine Redoxreaktion

Rostiges Metallstück ( korrodiert )

Reduktions - Oxidations-Reaktion (auch Oxidations-Reduktions- Reaktion oder einfach Redox-Reaktion ) ist jede chemische Reaktion , bei der ein oder mehrere Elektronen zwischen den Reaktanten übertragen werden, was eine Änderung ihrer Oxidationszustände bewirkt . ]

Damit eine Reduktions-Oxidations-Reaktion stattfinden kann, muss es im System ein Element geben, das Elektronen abgibt , und ein anderes, das sie aufnimmt:

• Das Oxidationsmittel ist das chemische Element, das dazu neigt, diese Elektronen einzufangen und es in einem niedrigeren Oxidationszustand als zuvor zurücklässt, dh reduziert wird.

• Das Reduktionsmittel ist das chemische Element, das Elektronen aus seiner chemischen Struktur an das Medium abgibt und seinen Oxidationszustand erhöht, dh oxidiert wird. ]

Wenn ein reduzierendes chemisches Element Elektronen an das Medium abgibt, wird es zu einem oxidierten Element, und seine Beziehung zu seinem Vorläufer wird durch ein sogenanntes „Redoxpaar“ hergestellt. In ähnlicher Weise wird gesagt, dass ein chemisches Element, wenn es Elektronen aus dem Medium einfängt, zu einem reduzierten Element wird und auch mit seinem oxidierten Vorläufer ein Redoxpaar bildet. Wenn eine Spezies gleichzeitig oxidiert und reduziert werden kann, wird sie Ampholyt genannt, und der Oxidations-Reduktionsprozess dieser Spezies wird Ampholation oder Dismutation genannt .

Prinzip der Elektroneutralität

Das Pauling -Prinzip der Elektroneutralität entspricht einem Näherungsverfahren zur Abschätzung der Ladung in Molekülen oder komplexen Ionen; Dieses Prinzip geht davon aus, dass die Ladung immer bei Werten nahe 0 (dh -1, 0, +1) verteilt wird.

Innerhalb einer globalen Redoxreaktion gibt es eine Reihe bestimmter Reaktionen, die als Halbreaktionen oder Teilreaktionen bezeichnet werden.

• Reduktionshalbreaktion:${\ce {2 e^- + Cu^2+ -> Cu}}$
• Oxidationshalbreaktion:${\ce {Fe -> Fe^2+ + 2 e^-}}$

oder häufiger auch als allgemeine Gleichung bezeichnet:

${\ce {Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}}$

Die Tendenz, andere chemische Elemente zu reduzieren oder zu oxidieren, wird durch das Reduktionspotential , auch Redoxpotential genannt, quantifiziert. Bei einer Redox-Titration zeigt ein chemischer Indikator die prozentuale Änderung der Redox-Reaktion durch die Farbänderung zwischen dem Oxidationsmittel und dem Reduktionsmittel an.

Oxidation

Eisenoxidation _

Oxidation ist eine chemische Reaktion, bei der ein Element Elektronen verliert und dadurch seinen Oxidationszustand erhöht . Es sei darauf hingewiesen, dass eigentlich eine Oxidation oder Reduktion ein Vorgang ist, bei dem sich der Oxidationszustand einer Verbindung ändert. Diese Änderung bedeutet nicht notwendigerweise einen Austausch von Ionen. Dies impliziert, dass alle durch einen Redoxprozess gebildeten Verbindungen ionisch sind , da in diesen Verbindungen eine ionische Bindung auftritt, ein Produkt der Übertragung von Elektronen. Beispielsweise tritt bei der Reaktion zur Bildung von Chlorwasserstoff aus Diwasserstoff- und Dichlorgasen ein Redoxprozess auf und dennoch wird eine kovalente Verbindung gebildet. Diese beiden Reaktionen treten immer zusammen auf; Das heißt, wenn ein Stoff oxidiert wird, ist dies immer auf die Wirkung eines anderen reduzierten Stoffs zurückzuführen. Einer gibt Elektronen ab und der andere nimmt an. Aus diesem Grund wird der allgemeine Begriff " Redoxreaktionen " bevorzugt .

Das Leben selbst ist ein Redox-Phänomen. Sauerstoff ist das beste Oxidationsmittel , das es gibt, weil das Molekül nicht sehr reaktiv ist (aufgrund seiner Doppelbindung) und dennoch sehr elektronegativ ist, fast so stark wie Fluor . Die am stärksten oxidierende Substanz, die es gibt, ist das KrF- Kation . +
weil es leicht Kr und F bildet+
. Unter anderem gibt es Kaliumpermanganat ( KMnO
4) , Kaliumdichromat ( K
zweiKr
zweiENTWEDER
7) , Wasserstoffperoxid ( H
zweiENTWEDER
zwei) , Salpetersäure ( HNO
3) , Hypohalogenite und Halate (zum Beispiel Natriumhypochlorit (NaClO), das in alkalischem Medium stark oxidierend ist, und Kaliumbromat ( KBrO
3) ). Ozon ( O
3) ist ein sehr energiereiches Oxidationsmittel:

$${\ce {Br^- + O3 -> BrO3^-}}$$

Der Name „Oxidation“ rührt daher, dass bei den meisten dieser Reaktionen die Elektronenübertragung durch Aufnahme von Sauerstoffatomen (Elektronenübertragung) oder umgekehrt erfolgt. Oxidation und Reduktion können jedoch ohne Sauerstoffaustausch stattfinden : zum Beispiel die Oxidation von Natriumjodid zu Jod durch die Reduktion von Chlor zu Natriumchlorid :

$${\ce {2 NaI + Cl2 -> I2 + 2 NaCl}}$$

Dies kann in seine zwei entsprechenden Halbreaktionen zerlegt werden:

• Reduktionshalbreaktion:

${\ce {Cl_2 + 2 e^- -> 2 Cl^-}}$

• Oxidationshalbreaktion:

${\ce {2 I^- -> I_2 + 2 e^-}}$

Beispiel

Eisen kann zwei oxidierte Formen aufweisen:

• Eisen(II) oxid : FeO.
• Eisen(III)-oxid : Fe
  zweiENTWEDER
  3.

Reduktion

Reduktion ist in der Chemie der elektrochemische Vorgang, bei dem ein Atom oder ein Ion Elektronen aufnimmt . Es beinhaltet die Verringerung seiner Oxidationsstufe . Dieser Prozess ist das Gegenteil von Oxidation.

Wenn ein Ion oder ein Atom reduziert wird, hat es folgende Eigenschaften:

• Es wirkt als Oxidationsmittel .
• Es wird durch ein Reduktionsmittel reduziert .
• Verringert seinen Zustand oder seine Oxidationszahl.

Beispiel

Das Eisen (III) -Ion kann zu Eisen(II) reduziert werden:

$${\ce {Fe^3+ + 1e^- -> Fe^2+}}$$

In der organischen Chemie werden abnehmende Bindungen von Sauerstoffatomen an Kohlenstoffatome oder zunehmende Wasserstoffbrückenbindungen an Kohlenstoffatome als Reduktion interpretiert . Zum Beispiel:

• ${\ce {CH#CH + H_2 -> CH_2=CH_2}}$( Ethin wird zu Ethen reduziert ).
• ${\ce {CH_3-CHO + H_2 -> CH_3-CH_2OH}}$( Ethanal wird zu Ethanol reduziert ).

Oxidationszahl

Die Quantifizierung eines chemischen Elements kann anhand seiner Oxidationszahl erfolgen . Während des Oxidationsprozesses steigt die Oxidationszahl oder auch Oxidationsstufe des Elements genannt. Stattdessen nimmt während der Reduktion die Oxidationszahl der zu reduzierenden Spezies ab. Die Oxidationszahl ist eine ganze Zahl, die die Anzahl der Elektronen darstellt, die ein Atom ins Spiel bringt, wenn es eine bestimmte Bindung bildet. In einem reinen Element sind alle Atome neutral, da sie keine Ladung tragen und ihnen die Oxidationsstufe 0 zugeordnet wird.

Die Oxidationszahl:

• Sie nimmt zu, wenn das Atom Elektronen (das chemische Element, das oxidiert wird) verliert oder sie mit einem Atom teilt, das dazu neigt, sie einzufangen.
• Sie nimmt ab, wenn das Atom Elektronen (das chemische Element, das reduziert wird) gewinnt oder sie mit einem Atom teilt, das dazu neigt, sie abzugeben.

Regeln für die Zuweisung der Oxidationszahl

• Die Oxidationszahl aller ungebundenen Elemente ist Null. Unabhängig davon, wie diese Zahlen dargestellt werden.
• Die Oxidationszahl einatomiger ionischer Spezies entspricht der Ladung des Ions.
• Die Oxidationszahl von gebundenem Wasserstoff ist +1, außer in Metallhydriden , wo seine Oxidationszahl –1 ist (z. B.: AlH
  3, LiH).
• Die Oxidationszahl von gebundenem Sauerstoff ist –2, außer in Peroxiden , wo seine Oxidationszahl –1 ist (z. B.: Na
  zweiENTWEDER
  zwei, h
  zweiENTWEDER
  zwei).
• Die Oxidationszahl in metallischen Elementen ist, wenn sie kombiniert werden, immer positiv und numerisch gleich der Ladung des Ions.
• Die Oxidationszahl von Halogenen in Hydraten und ihren jeweiligen Salzen ist –1, wohingegen die Oxidationszahl von Schwefel in ihren Hydraten und ihren jeweiligen Salzen –2 ist.
• Die Oxidationszahl eines neutralen Moleküls ist Null, also ist die Summe der Oxidationszahlen der Atome, aus denen ein neutrales Molekül besteht, Null.
• Die elektrische Gesamtladung eines nicht neutralen (von Null verschiedenen) Moleküls entspricht der algebraischen Summe der Oxidationszahlen aller Atomarten, aus denen es besteht. (zB: MnO−
  4= (1)*(+7) + (4)*(-2) = -1).

Anpassung der Verhältnisse

Alle Redoxprozesse erfordern die stöchiometrische Einstellung der Komponenten der Halbreaktionen für Oxidation und Reduktion.

Für Reaktionen in wässrigem Medium fügen Sie im Allgemeinen hinzu:

• in saurem Medium Wasserstoffionen ( H+
  ), Wassermoleküle ( H
  zweiO ) und Elektronen
• in basischem Medium Hydroxylgruppen ( OH−
  ), Wassermoleküle ( H
  zweiO ) und Elektronen, um Änderungen der Oxidationszahlen zu kompensieren.

Saures Medium

In einem sauren Medium werden Hydronium ( Kationen ) hinzugefügt ( H+
) und Wasser ( H
zweiO ) zu den Halbreaktionen, um die endgültige Gleichung auszugleichen. Auf der sauerstoffarmen Seite der Gleichung werden Wassermoleküle hinzugefügt, und auf der wasserstoffarmen Seite der Gleichung wird Hydronium hinzugefügt. Beispielsweise wenn Mangan(II) mit Natriumbismutat reagiert.

Unausgeglichene Gleichung:

${\ce {Mn^{2+}(aq) + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq) + MnO4^{-}(aq)}}$

Oxidation:${\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 5 e^-}}$

Die Ermäßigung :${\ce {2 e^- + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq)}}$

Jetzt müssen wir die Hydronium- und die Wassermoleküle hinzufügen, wo Wasserstoff benötigt wird bzw. wo Sauerstoff benötigt wird.

Oxidation:$\color {Blue}{\ce {4 H2O}}\color {Black}+{\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq)}}+\color {Blau}{\ce {8 H^{+}(aq)}}\color {Schwarz}+{\ce {5 e^-}}$

Die Ermäßigung:${\ce {2 e^-}}+\color {Blue}{\ce {6 H^+}}\color {Black}+{\ce {BiO3^{-}(s) -> Bi 3+}(aq)}}+\color {Blau}{\ce {3 H2O}}\color {Schwarz}$

Die Reaktionen gleichen sich aus, wenn die Anzahl der an beiden Halbreaktionen beteiligten Elektronen ausgeglichen wird. Dies erreicht man, indem man die Reaktion der einen Halbreaktion mit der Elektronenzahl der anderen Halbreaktion multipliziert (und ggf. umgekehrt), so dass die Elektronenzahl konstant bleibt.

Oxidation:$({\ce {4 H2O + Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 8 H^{+}(aq)}}+\color {OliveGreen}{\ ce {5 e^-}}\color {Schwarz})\color {Orange}\times 2\color {Schwarz}$

Die Ermäßigung:$(\color {Orange}{\ce {2e^{-}}}\color {Schwarz}+{\ce {6{H^{+}}+BiO3^{-}(s)->{ Bi^{3+}(aq)}+{3H2O}}})\color {Olivgrün}\times 5\color {Schwarz}$

Am Ende haben wir:

Oxidation:${\ce {8 H2O + 2 Mn^{2+}(aq) -> 2 MnO4^{-}(aq) + 16 H^{+}(aq) + 10 e^-}}$

Die Ermäßigung:${\ce {10 e^- + 30 H^+ + 5 BiO3^{-}(s) -> 5 Bi^{3+}(aq) + 15 H2O}}$

Wie Sie sehen können, sind die Elektronen ausgeglichen, also addieren wir die beiden Halbreaktionen, um schließlich die ausgeglichene Gleichung zu erhalten.

${\underline {\left.{\begin{array}{rcl}8H_{2}O+2Mn_{(aq)}^{2+}\to 2MnO_{4(aq)}^{-}+ 16H_{(aq)}^{+}+10e^{-}\\10e^{-}+30H^{+}+5BiO_{3(s)}^{-}\to 5Bi_{(aq)}^ {3+}+15H_{2}O\end{array}}\right\Downarrow +}}$

$14H_{(aq)}^{+}+2Mn_{(aq)}^{2+}+5NaBiO_{3(s)}\to 7H_{2}O+2MnO_{4(aq)}^{ -}+5Bi_{(aq)}^{3+}+5Na_{(aq)}^{+}$

Basismedium

Hydroxidionen ( Anionen ) ( OH−
) und Wasser ( H
zweiO ) zu den Halbreaktionen, um die endgültige Gleichung auszugleichen. Zum Beispiel haben wir die Reaktion zwischen Kaliumpermanganat und Natriumsulfit.

Unausgeglichene Gleichung:

$KMnO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\to MnO_{2}+Na_{2}SO_{4}+KOH$

Wir trennen die Halbreaktionen in

Oxidation:$SO_{3}^{2-}\zu SO_{4}^{2-}+2e^{-}$

Die Ermäßigung:$3e^{-}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}$

Wir fügen die entsprechende Menge an Hydroxiden und Wasser hinzu (die Wassermoleküle befinden sich dort, wo mehr Sauerstoff vorhanden ist).

Oxidation:$\color {Blue}2OH^{-}\color {Black}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+\color {Blue}H_{2}O \color {Schwarz}+2e-$

Die Ermäßigung:$3e^{-}+\color {Blue}2H_{2}O\color {Black}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+\color {Blue}4OH^{-} \Farbe: Schwarz}$

Wir gleichen die Anzahl der Elektronen wie im vorherigen Beispiel aus.

Oxidation:$(2OH^{-}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+H_{2}O+\color {OliveGreen}2e^{-}\color {Schwarz })\;\color {Orange}\times 3\color {Schwarz}$

Die Ermäßigung:$(\color {Orange}3e^{-}\color {Schwarz}+2H_{2}O+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+4OH^{-})\;\ Farbe {Olivgrün}\times 2\Farbe {Schwarz}$

Wir erhalten:

Oxidation:$6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2}O+6e^{-}$

Die Ermäßigung:$6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}$

Wie Sie sehen können, sind die Elektronen ausgeglichen, also addieren wir die beiden Halbreaktionen, um schließlich die ausgeglichene Gleichung zu erhalten.

${\underline {\left.{\begin{array}{rcl}6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2} O+6e^{-}\\6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}\end{array}}\right\ Abwärtspfeil +}}$

$2KMnO_{4}+3Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\to 2MnO_{2}+3Na_{2}SO_{4}+2KOH$

Anwendungen

Auch in der Industrie haben Redoxprozesse eine große Bedeutung, sowohl für ihre produktive Nutzung (z. B. die Reduktion von Mineralien zu Aluminium oder Eisen ) als auch für ihre Verhinderung (z. B. bei Korrosion). Die Umkehrreaktion der Redoxreaktion (die Energie erzeugt ) ist die Elektrolyse , bei der Energie zugeführt wird, um Elemente aus ihren Molekülen zu dissoziieren .

Reduktion des Coenzyms FAD in Form eines Gewinns von zwei Wasserstoffatomen (zwei Protonen und zwei Elektronen)

Biologische Oxidationen und Reduktionen

Im Stoffwechsel aller Lebewesen sind Redoxprozesse von herausragender Bedeutung, da sie an der chemischen Reaktionskette der Photosynthese und der aeroben Atmung beteiligt sind . Bei beiden Reaktionen gibt es eine Elektronentransportkette, die von einer Reihe enzymatischer Komplexe gebildet wird , unter denen die Cytochrome hervorstechen ; Diese enzymatischen Komplexe nehmen nacheinander Elektronenpaare auf (werden reduziert) und geben sie ab (oxidieren), so dass das erste Elektronen an das zweite abgibt, das letztere an das dritte usw., bis ein endgültiger Akzeptor das wird endgültig reduziert; Während ihrer Reise setzen die Elektronen Energie frei, die zur Synthese hochenergetischer Bindungen in Form von ATP verwendet wird .

Eine andere grundlegende Redoxreaktion in Stoffwechselprozessen ist die Dehydrierung , bei der ein Enzym ( Dehydrogenase ) ein Paar Wasserstoffatome von einem Substrat entfernt ; Da das Wasserstoffatom aus einem Proton und einem Elektron besteht, wird dieses Substrat oxidiert (da es Elektronen verliert). Diese Elektronen werden von spezialisierten Molekülen eingefangen, hauptsächlich den Coenzymen NAD+
, NADP+
und FAD, die bei der Aufnahme von Elektronen reduziert werden und sie zu den oben erwähnten Elektronentransportketten führen. Der Stoffwechsel umfasst Hunderte von Redoxreaktionen. Katabolismus besteht also aus Reaktionen, bei denen Substrate oxidiert und Coenzyme reduziert werden. Im Gegensatz dazu sind die Reaktionen des Anabolismus Reaktionen, bei denen Substrate reduziert und Coenzyme oxidiert werden. Zusammengenommen bilden Katabolismus und Anabolismus den Stoffwechsel.

Verbrennung

Die Verbrennung ist eine chemische Reduktions - Oxidations-Reaktion, bei der im Allgemeinen eine große Energiemenge in Form von Wärme und Licht freigesetzt wird, die sich visuell als Feuer manifestiert . Bei jeder Verbrennung gibt es ein Element, das brennt ( Brennstoff ) und ein anderes, das Verbrennung erzeugt ( Oxidationsmittel ), im Allgemeinen Sauerstoff in Form von O
zweigasförmig . Sprengstoffe haben chemisch gebundenen Sauerstoff, benötigen also zur Verbrennung keinen Luftsauerstoff. Die häufigsten Brennstoffarten sind kohlenstoff- und wasserstoffhaltige organische Stoffe ( siehe Kohlenwasserstoffe ). Bei einer vollständigen Reaktion haben alle Elemente die höchste Oxidationsstufe. Als Produkte entstehen Kohlendioxid ( CO
zwei) und Wasser , Schwefeldioxid ( SO
zwei) (wenn der Kraftstoff Schwefel enthält) und Stickoxide ( NO
x), abhängig von der Temperatur und der Sauerstoffmenge in der Reaktion.

Konsequenzen

Bei Metallen ist Korrosion eine sehr wichtige Folge der Oxidation , ein sehr negatives Phänomen der strukturellen Auswirkungen, da Materialien ihre Eigenschaften abhängig von den exponierten Mitteln und ihrer Einwirkung erhalten oder ändern. Durch die Kombination von Oxidations-Reduktions-(Redox-)Reaktionen in einer galvanischen Zelle werden elektrochemische Batterien erzielt . Diese Reaktionen können zur Vermeidung unerwünschter Korrosionserscheinungen mittels der Opferanodentechnik und zur Gewinnung von elektrischem Gleichstrom genutzt werden.

Siehe auch

• Portal:Chemie . Inhalte zum Thema Chemie .
• Coulometrie
• Elektrochemie
• Stack Daniell
• Irreversible Reaktion und reversible Reaktion
• Reduzierer
• organische Oxidation

Externe Links

• "Praxisbeispiel zur Bestimmung, welche Spezies oxidiert und welche Spezies reduziert wird"