Reductie-oxidatie

De Cu – Ag - stapel , een voorbeeld van een redoxreactie

Roestig stuk metaal ( gecorrodeerd )

Reductie -oxidatiereactie (ook oxidatie-reductiereactie of eenvoudig redoxreactie ) is een chemische reactie waarbij een of meer elektronen worden overgedragen tussen de reactanten, waardoor een verandering in hun oxidatietoestanden ontstaat . ]

Om een ​​reductie-oxidatiereactie te laten bestaan, moet er een element in het systeem zijn dat elektronen opgeeft , en een ander dat ze accepteert:

• Het oxidatiemiddel is dat chemische element dat de neiging heeft om die elektronen te vangen, waardoor het een lagere oxidatietoestand heeft dan het had, dat wil zeggen gereduceerd wordt.

• Het reductiemiddel is dat chemische element dat elektronen van zijn chemische structuur aan het medium levert, waardoor de oxidatietoestand toeneemt, dat wil zeggen geoxideerd. ]

Wanneer een reducerend chemisch element elektronen aan het medium verliest, wordt het een geoxideerd element, en de relatie met zijn voorloper wordt vastgesteld door wat een "redoxpaar" wordt genoemd. Evenzo wordt gezegd dat wanneer een chemisch element elektronen van het medium vangt, het een gereduceerd element wordt en ook een redoxpaar vormt met zijn geoxideerde voorloper. Wanneer een soort tegelijkertijd kan worden geoxideerd en gereduceerd, wordt dit amfolyt genoemd en het oxidatie-reductieproces van deze soort wordt amfolatie of dismutatie genoemd .

Principe

Pauling 's principe van elektroneutraliteit komt overeen met een benaderingsmethode om de lading in moleculen of complexe ionen te schatten; dit principe gaat ervan uit dat de lading altijd wordt verdeeld bij waarden die dicht bij 0 liggen (dwz -1, 0, +1).

Binnen een globale redoxreactie is er een reeks specifieke reacties die halfreacties of gedeeltelijke reacties worden genoemd.

• Reductie halfreactie:${\ce {2 e^- + Cu^2+ -> Cu}}$
• Oxidatie halfreactie:${\ce {Fe -> Fe^2+ + 2 e^-}}$

of meer algemeen, ook wel de algemene vergelijking genoemd:

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

De neiging om andere chemische elementen te verminderen of te oxideren wordt gekwantificeerd door de reductiepotentiaal , ook wel de redoxpotentiaal genoemd. Een redoxtitratie is een titratie waarbij een chemische indicator de procentuele verandering in de redoxreactie aangeeft door de kleurverandering tussen het oxidatiemiddel en het reductiemiddel.

Oxidatie

ijzer oxidatie

Oxidatie is een chemische reactie waarbij een element elektronen verliest , waardoor de oxidatietoestand toeneemt . Opgemerkt moet worden dat een oxidatie of een reductie eigenlijk een proces is waarbij de oxidatietoestand van een verbinding verandert. Deze verandering betekent niet noodzakelijk een uitwisseling van ionen. Het houdt in dat alle verbindingen gevormd door een redoxproces ionisch zijn , omdat in deze verbindingen een ionische binding optreedt, het product van de overdracht van elektronen. Bij de reactie om waterstofchloride te vormen uit diwaterstof- en dichloorgassen vindt bijvoorbeeld een redoxproces plaats en toch wordt een covalente verbinding gevormd. Deze twee reacties komen altijd samen voor; dat wil zeggen, wanneer een stof wordt geoxideerd, is het altijd te wijten aan de werking van een andere die wordt verminderd. De een geeft elektronen af ​​en de ander accepteert. Om deze reden heeft de algemene term " redoxreacties " de voorkeur .

Het leven zelf is een redoxverschijnsel. Zuurstof is het beste oxidatiemiddel dat bestaat omdat het molecuul niet erg reactief is (vanwege zijn dubbele binding), en toch is het erg elektronegatief , bijna net zoveel als fluor . De meest oxiderende stof die er bestaat, is het KrF- kation . +
omdat het gemakkelijk Kr en F . vormt+
. Er is onder andere kaliumpermanganaat ( KMnO
4) , kaliumdichromaat ( K
tweeCr
tweeOF
7) , waterstofperoxide ( H
tweeOF
twee) , salpeterzuur ( HNO
3) , hypohalieten en halaten (bijvoorbeeld natriumhypochloriet (NaClO), dat sterk oxiderend is in alkalisch milieu, en kaliumbromaat ( KbrO
3) ). Ozon ( O
3) is een zeer energieke oxidant:

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

De naam "oxidatie" komt van het feit dat bij de meeste van deze reacties de overdracht van elektronen plaatsvindt door de verwerving van zuurstofatomen (overdracht van elektronen) of omgekeerd. Oxidatie en reductie kunnen echter plaatsvinden zonder dat er zuurstofuitwisseling nodig is: bijvoorbeeld de oxidatie van natriumjodide tot jodium door de reductie van chloor tot natriumchloride :

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

Dit kan worden onderverdeeld in de twee overeenkomstige halfreacties:

• Reductie halfreactie:

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

• Oxidatie halfreactie:

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

Voorbeeld

IJzer kan twee geoxideerde vormen hebben:

• IJzer(II) oxide : FeO.
• IJzer(III)oxide : Fe
  tweeOF
  3.

Vermindering

In de scheikunde is reductie het elektrochemische proces waarbij een atoom of een ion elektronen verwerft . Het gaat om de afname van de oxidatietoestand . Dit proces is het tegenovergestelde van oxidatie.

Wanneer een ion of een atoom wordt gereduceerd, heeft het deze kenmerken:

• Het werkt als een oxidatiemiddel .
• Het wordt verminderd door een reductiemiddel .
• Verlaagt de staat of het oxidatiegetal.

Voorbeeld

Het ijzer (III) -ion kan worden gereduceerd tot ijzer(II):

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

In de organische chemie wordt afnemende bindingen van zuurstofatomen aan koolstofatomen of toenemende waterstofbindingen aan koolstofatomen geïnterpreteerd als reductie . Bijvoorbeeld:

• ${\ce {CH#CH + H_2 -> CH_2=CH_2}}$( ethyn wordt gereduceerd tot etheen ).
• ${\ce {CH_3-CHO + H_2 -> CH_3-CH_2OH}}$( ethanal wordt gereduceerd tot ethanol ).

Oxidatie nummer

De kwantificering van een chemisch element kan worden gedaan door zijn oxidatiegetal . Tijdens het oxidatieproces neemt het oxidatiegetal of ook wel de oxidatietoestand van het element genoemd toe. In plaats daarvan neemt tijdens de reductie het oxidatiegetal van de te reduceren soort af. Het oxidatiegetal is een geheel getal dat staat voor het aantal elektronen dat een atoom in het spel brengt wanneer het een bepaalde binding vormt. In een puur element zijn alle atomen neutraal, omdat ze geen lading hebben en de oxidatietoestand 0 krijgen.

Het oxidatiegetal:

• Het neemt toe als het atoom elektronen verliest (het chemische element dat wordt geoxideerd), of ze deelt met een atoom dat de neiging heeft ze op te vangen.
• Het neemt af wanneer het atoom elektronen krijgt (het chemische element dat wordt gereduceerd), of ze deelt met een atoom dat de neiging heeft om ze op te geven.

Regels voor het toekennen van oxidatiegetal

• Het oxidatiegetal van alle niet-gecombineerde elementen is nul. Ongeacht hoe die getallen worden weergegeven.
• Het oxidatiegetal van monoatomaire ionensoorten komt overeen met de lading van het ion.
• Het oxidatiegetal van gecombineerde waterstof is +1, behalve in metaalhydriden , waar het oxidatiegetal –1 is (bijv: AlH
  3, LiH).
• Het oxidatiegetal van gecombineerde zuurstof is –2, behalve in peroxiden , waar het oxidatiegetal –1 is (bijv: Na
  tweeOF
  twee, H
  tweeOF
  twee).
• Het oxidatiegetal in metalen elementen is, indien gecombineerd, altijd positief en numeriek gelijk aan de lading op het ion.
• Het oxidatiegetal van halogenen in hydraciden en hun respectievelijke zouten is -1, terwijl het oxidatiegetal van zwavel in hun hydracid en respectievelijke zouten -2 is.
• Het oxidatiegetal van een neutraal molecuul is nul, dus de som van de oxidatiegetallen van de atomen waaruit een neutraal molecuul bestaat is nul.
• De totale elektrische lading van een niet-neutraal (niet-nul) molecuul komt overeen met de algebraïsche som van de oxidatiegetallen van alle atoomsoorten waaruit het bestaat. (bijv: MnO
  4 _= (1)*(+7) + (4)*(-2) = -1).

Aanpassing van verhoudingen

Alle redoxprocessen vereisen de stoichiometrische aanpassing van de componenten van de halfreacties voor oxidatie en reductie.

Voeg voor reacties in waterig medium in het algemeen toe:

• in zuur medium waterstofionen ( H+
  ), watermoleculen ( H
  tweeO ), en elektronen
• in basische medium hydroxylen ( OH−
  ), watermoleculen ( H
  tweeO ), en elektronen om veranderingen in oxidatiegetallen te compenseren.

Zuur medium

In een zuur milieu worden hydroniums ( kationen ) toegevoegd ( H+
) en water ( H
tweeO ) op de halfreacties om de uiteindelijke vergelijking in evenwicht te brengen. Aan de kant van de vergelijking die geen zuurstof heeft, zullen watermoleculen worden toegevoegd, en aan de kant van de vergelijking die geen waterstof heeft, zal hydronium worden toegevoegd. Bijvoorbeeld wanneer mangaan (II) reageert met natriumbismutaat.

Ongebalanceerde vergelijking:

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

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

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

Nu moeten we de hydroniums en de watermoleculen toevoegen waar respectievelijk waterstof en zuurstof nodig zijn.

Oxidatie:$\color {Blue}{\ce {4 H2O}}\color {Black}+{\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq)}}+\color {Blauw}{\ce {8 H^{+}(aq)}}\kleur {Zwart}+{\ce {5 e^-}}$

Vermindering:${\ce {2 e^-}}+\color {Blue}{\ce {6 H^+}}\color {Black}+{\ce {BiO3^{-}(s) -> Bi 3+}(aq)}}+\kleur {Blauw}{\ce {3 H2O}}\kleur {Zwart}$

De reacties zullen in evenwicht zijn wanneer het aantal elektronen dat betrokken is bij beide halfreacties gelijk wordt gemaakt. Dit wordt bereikt door de reactie in de ene halfreactie te vermenigvuldigen met het aantal elektronen in de andere halfreactie (en zo nodig vice versa), zodat het aantal elektronen constant is.

Oxidatie:$({\ce {4 H2O + Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 8 H^{+}(aq)}}+\color {OliveGreen}{\ ce {5 e^-}}\kleur {Zwart})\kleur {Oranje}\times 2\kleur {Zwart}$

Vermindering:$(\color {Orange}{\ce {2e^{-}}}\color {Black}+{\ce {6{H^{+}}+BiO3^{-}(s)->{ Bi^{3+}(aq)}+{3H2O}}})\color {OliveGreen}\times 5\color {Black}$

Aan het einde hebben we:

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

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

Zoals je kunt zien, zijn de elektronen gebalanceerd, dus we gaan verder met het optellen van de twee halfreacties om uiteindelijk de gebalanceerde vergelijking te verkrijgen.

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

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

Basismedium

Hydroxide-ionen ( anionen ) ( OH−
) en water ( H
tweeO ) op de halfreacties om de uiteindelijke vergelijking in evenwicht te brengen. We hebben bijvoorbeeld de reactie tussen kaliumpermanganaat en natriumsulfiet.

Ongebalanceerde vergelijking:

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

We scheiden de halfreacties in

Oxidatie:$SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+2e^{-}$

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

We voegen de juiste hoeveelheid hydroxiden en water toe (de watermoleculen bevinden zich waar er een grotere hoeveelheid zuurstof is).

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

Vermindering:$3e^{-}+\color {Blue}2H_{2}O\color {Black}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+\color {Blue}4OH^{-} \de kleur zwart}$

We balanceren het aantal elektronen zoals in het vorige voorbeeld.

Oxidatie:$(2OH^{-}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+H_{2}O+\color {Olijfgroen}2e^{-}\color {Zwart })\;\kleur {Oranje}\maal 3\kleur {Zwart}$

Vermindering:$(\color {Orange}3e^{-}\color {Black}+2H_{2}O+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+4OH^{-})\;\ kleur {Olijfgroen}\maal 2\kleur {Zwart}$

We verkrijgen:

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

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

Zoals je kunt zien, zijn de elektronen gebalanceerd, dus we gaan verder met het optellen van de twee halfreacties om uiteindelijk de gebalanceerde vergelijking te verkrijgen.

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

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

Toepassingen

In de industrie zijn redoxprocessen ook erg belangrijk, zowel voor hun productief gebruik (bijvoorbeeld de reductie van mineralen om aluminium of ijzer te verkrijgen ) als voor hun preventie (bijvoorbeeld bij corrosie). De omgekeerde reactie van de redoxreactie (die energie produceert ) is elektrolyse , waarbij energie wordt toegevoerd om elementen van hun moleculen te scheiden .

Reductie van co- enzym FAD , in de vorm van een versterking van een paar waterstofatomen (twee protonen en twee elektronen)

Biologische oxidaties en reducties

In het metabolisme van alle levende wezens zijn redox-processen van het grootste belang, omdat ze betrokken zijn bij de keten van chemische reacties van fotosynthese en aerobe ademhaling . In beide reacties is er een elektronentransportketen gevormd door een reeks enzymatische complexen , waaronder de cytochromen opvallen ; Deze enzymatische complexen accepteren (worden gereduceerd) en doneren (oxideren) elektronenparen op een sequentiële manier, zodanig dat de eerste elektronen afstaat aan de tweede, de laatste aan de derde, enz., tot een uiteindelijke acceptor die wordt definitief verminderd; Tijdens hun reis geven de elektronen energie vrij die wordt gebruikt om hoogenergetische bindingen in de vorm van ATP te synthetiseren .

Een ander type fundamentele redoxreactie in metabolische processen is dehydrogenering , waarbij een enzym ( dehydrogenase ) een paar waterstofatomen van een substraat verwijdert ; Aangezien het waterstofatoom uit één proton en één elektron bestaat, wordt dit substraat geoxideerd (omdat het elektronen verliest). Deze elektronen worden opgevangen door gespecialiseerde moleculen, voornamelijk de co- enzymen NAD+
, NADP+
en FAD die bij het verkrijgen van elektronen worden verminderd en ze naar de bovengenoemde elektronentransportketens leiden. Metabolisme omvat honderden redoxreacties. Katabolisme wordt dus gevormd door reacties waarbij substraten worden geoxideerd en co-enzymen worden verminderd. Daarentegen zijn de reacties van anabolisme reacties waarbij substraten worden gereduceerd en co-enzymen worden geoxideerd. Samengenomen vormen katabolisme en anabolisme het metabolisme.

Verbranding

Verbranding is een chemische reductie - oxidatiereactie, waarbij over het algemeen een grote hoeveelheid energie vrijkomt in de vorm van warmte en licht , die zich visueel manifesteert als vuur . Bij alle verbranding is er een element dat verbrandt ( brandstof ) en een ander dat verbranding produceert ( oxidant ), meestal zuurstof in de vorm van O
tweegasvormig . Explosieven hebben chemisch gebonden zuurstof, dus ze hebben de zuurstof in de lucht niet nodig voor verbranding. De meest voorkomende soorten brandstof zijn organische materialen die koolstof en waterstof bevatten (zie koolwaterstoffen ). Bij een volledige reactie hebben alle elementen de hoogste oxidatietoestand. De gevormde producten zijn kooldioxide ( CO
twee) en water , zwaveldioxide ( SO
twee) (als de brandstof zwavel bevat) en stikstofoxiden ( NO
x), afhankelijk van de temperatuur en de hoeveelheid zuurstof in de reactie.

Gevolgen

In metalen is corrosie een zeer belangrijk gevolg van oxidatie , een zeer negatief structureel effectverschijnsel, aangezien materialen hun eigenschappen verkrijgen of wijzigen afhankelijk van de middelen die worden blootgesteld en hoe ze daarop inwerken. Door oxidatie-reductie (redox) reacties in een galvanische cel te combineren, worden elektrochemische batterijen bereikt . Deze reacties kunnen worden gebruikt om ongewenste corrosieverschijnselen te voorkomen door middel van de opofferingsanodetechniek en om gelijkstroom te verkrijgen.

Zie ook

• Portaal: Chemie . Inhoud gerelateerd aan scheikunde .
• Coulometrie
• Elektrochemie
• Stapel Daniell
• Onomkeerbare reactie en omkeerbare reactie
• Verloopstuk
• organische oxidatie

Externe links

• "Praktisch voorbeeld om te bepalen welke soort wordt geoxideerd en welke soort wordt gereduceerd"