• Was sind Redoxreaktionen?
• Eigenschaften von Redoxreaktionen
• Arten von Redoxreaktionen
• Beispiele für Redoxreaktionen
• Industrielle Anwendungen

Wir erklären, was Redoxreaktionen sind, welche Arten es gibt, ihre Anwendungen, Eigenschaften und Beispiele für Redoxreaktionen.

Bei Redoxreaktionen verliert ein Molekül Elektronen und ein anderes nimmt sie auf.

Was sind Redoxreaktionen?

In Chemie, bezeichnet man als Redoxreaktionen, Oxid-Reduktions-Reaktionen oder Reduktions-Oxidations-Reaktionen zu chemischen Reaktionen, bei denen ein Austausch von Elektronen zwischen den Atomen oder Moleküle beteiligt.

Dieser Austausch spiegelt sich in der Zustandsänderung von Oxidation der Reagenzien. Der Reaktant, der Elektronen abgibt, wird oxidiert und derjenige, der sie empfängt, reduziert.

Die Oxidationsstufe gibt die Menge an Elektronen an, die ein Atom eines chemischen Elements abgibt oder aufnimmt, wenn es Teil von a . ist chemische Reaktion. Es kann auch als das vermeintliche gedeutet werden elektrische Ladung die ein bestimmtes Atom haben würde, wenn alle seine Bindungen mit anderen Atomen vollständig ionisch wären. Auch Oxidationszahl genannt oder Valencia.

Die Oxidationsstufe wird ausgedrückt in ganze Zahlen, wobei der Oxidationszustand für neutrale Elemente null ist. Somit kann es je nach Art des Atoms und der Reaktion, an der es teilnimmt, positive oder negative Werte annehmen. Auf der anderen Seite einige Atome Sie haben je nach der Reaktion, an der sie beteiligt sind, unterschiedliche Oxidationsstufen.

Wissen, wie man den Zustand oder die Oxidationszahl jedes Atoms in a . richtig bestimmt chemische Verbindung Es ist wichtig, Redoxreaktionen zu verstehen und zu analysieren. Es gibt bestimmte Regeln, mit denen Sie ihre Werte berechnen können:

• Die Oxidationszahl neutraler Elemente oder Moleküle ist null. Zum Beispiel: feste Metalle (Fe, Cu, Zn…), Moleküle (O2, N2, F2).
• Der Ionen Verbindungen eines einzelnen Atoms haben ihre Oxidationszahl gleich ihrer Ladung. Zum Beispiel: Na +, Li +, Ca2 +, Mg2 +, Fe2 +, Fe3 +, Cl–.
• Fluor hat immer eine Oxidationsstufe von -1, da es das elektronegativste Element ist, das existiert (F–).
• Wasserstoff hat immer die Oxidationszahl +1 (H +), mit Ausnahme von Metallhydriden (Kaliumhydrid, KH), wo er die Oxidationszahl -1 (H–) hat.
• Sauerstoff hat die Oxidationszahl -2, mit wenigen Ausnahmen:
  • Wenn es mit Fluor Verbindungen bildet, hat es eine Oxidationszahl von 2+. Zum Beispiel: Sauerstoffdifluorid (OF2).
  • Wenn es Peroxide bildet, hat es die Oxidationszahl -1 (O22-). Zum Beispiel: Wasserstoffperoxid (H2O2), Natriumperoxid (Na2O2).
  • Wenn es Superoxide bildet, hat es die Oxidationszahl -½ (O2–). Beispiel: Kaliumsuperoxid (KO2).
• Die algebraische Summe der Oxidationszahlen der Atome, aus denen eine neutrale Verbindung besteht, ist null.
• Die algebraische Summe der Oxidationszahlen der Atome, aus denen ein mehratomiges Ion besteht, ist gleich der Ladung des Ions. Zum Beispiel: Das Sulfatanion (SO42-) hat die Oxidationszahl -2, die der Summe der Oxidationszahlen von Schwefel und Sauerstoff entspricht, jeweils multipliziert mit der Menge jedes Atoms in der Verbindung, in diesem Fall hat es eins Schwefelatom und vier Sauerstoffatome.
• Die Oxidationszahlen einiger chemische Elemente sie können in Abhängigkeit von der neutralen Verbindung oder dem Ion, zu dem sie gehören, variieren. Dann ist es möglich, die Oxidationszahl eines Atoms in einer Verbindung wie folgt zu berechnen:

Wo Nein() bedeutet Oxidationszahl, und das chemische Element steht in Klammern.

Auf diese Weise gibt es bei jeder Redoxreaktion zwei Arten von Reaktanten, einer, der Elektronen abgibt und der andere, der sie aufnimmt:

• Ein Oxidationsmittel. Es ist das Atom, das die Elektronen einfängt. In diesem Sinne nimmt sein anfänglicher Oxidationszustand ab, und es wird eine Reduktion erfahren. Auf diese Weise erhöht es seine negative elektrische Ladung durch die Aufnahme von Elektronen.
• Ein Reduktionsmittel. Es ist das Atom, das die Elektronen abgibt und seinen anfänglichen Oxidationszustand erhöht, indem es einer Oxidation unterzogen wird. Auf diese Weise erhöht es seine positive elektrische Ladung, indem es Elektronen abgibt.

Einige Chemikalien können gleichzeitig oxidiert und reduziert werden. Diese Elemente werden Ampholyte genannt, und der Vorgang, bei dem dies geschieht, wird Ampholysierung genannt.

Redoxreaktionen sind eine der häufigsten chemischen Reaktionen in der Universum, da sie Teil der Prozesse von Photosynthese in dem Pflanzen und von der Atmung bei Tieren, die die Kontinuität von Leben.

Eigenschaften von Redoxreaktionen

Redoxreaktionen sind täglich um uns herum. Die Oxidation von Metalle, das Verbrennung von Gas in der Küche oder sogar die Oxidation von Glukose zu gewinnen ATP in unserem Körper sind einige Beispiele.

In den meisten Fällen setzen Redoxreaktionen eine erhebliche Menge an frei Energie.

Im Allgemeinen besteht jede Redoxreaktion aus zwei Stufen oder Halbreaktionen. Bei einer der Halbreaktionen findet eine Oxidation statt (der Reaktant wird oxidiert) und bei der anderen erfolgt eine Reduktion (der Reaktant wird reduziert).

Die Gesamtredoxreaktion, die sich aus der algebraischen Kombination aller Halbreaktionen ergibt, wird oft als „globale Reaktion“ bezeichnet. Es ist wichtig zu beachten, dass bei der algebraischen Kombination von Halbreaktionen sowohl Masse als auch Ladung angepasst werden müssen. Das heißt, die Zahl der bei der Oxidation freigesetzten Elektronen muss der Zahl der bei der Reduktion gewonnenen Elektronen entsprechen, und die Masse jedes Reaktanten muss der Masse jedes Produkts entsprechen.

Beispielsweise:

• Reduktion Halbreaktion. Reduzierung von Kupfer durch Einfangen von zwei Elektronen. Verringert seinen Oxidationszustand.
  
• Oxidationshalbreaktion. Eisenoxidation durch Verlust von zwei Elektronen. Erhöht seinen Oxidationszustand.
  
  Globale Reaktion:
  

Arten von Redoxreaktionen

Verbrennungsreaktionen (Redoxreaktionen) setzen Energie frei, die Bewegung erzeugen kann.

Es gibt verschiedene Arten von Redoxreaktionen, die mit unterschiedlichen Eigenschaften ausgestattet sind. Die gängigsten Typen sind:

• Verbrennung. Verbrennung sind chemische Redoxreaktionen, die eine erhebliche Energiemenge in Form von . freisetzen Wärme Ja hell. Diese Reaktionen sind schnelle Oxidationen, die viel Energie abgeben. Die freigesetzte Energie kann gezielt zur Bewegungserzeugung in Automotoren genutzt werden. Ein Element namens Oxidationsmittel (das zum Brennstoff reduziert und oxidiert wird) und ein Brennelement (das zum Oxidationsmittel oxidiert und reduziert wird). Einige Beispiele für Brennstoffe sind Benzin und das Gas, das wir in unseren Küchen verwenden, während das bekannteste Oxidationsmittel gasförmiger Sauerstoff (O2) ist.
• Oxidation von Metallen. Sie sind Reaktionen, die langsamer sind als die Verbrennung. Sie werden allgemein als Abbau bestimmter Materialien, insbesondere metallischer, durch die Einwirkung von Sauerstoff beschrieben. Es ist ein weltweit bekanntes und alltägliches Phänomen, insbesondere bei Küstenbewohnern, bei denen Salze aus der Umgebung die Reaktion beschleunigen (katalysieren). Deshalb muss ein Auto, nachdem es uns zum Strand gebracht hat, von allen Spuren von Salzwasser gereinigt werden.
• Missverhältnis. Sie werden auch als Dismutationsreaktionen bezeichnet und stellen ein einziges Reagenz dar, das gleichzeitig reduziert und oxidiert wird. Ein typischer Fall hierfür ist die Zersetzung von Wasserstoffperoxid (H2O2).
• Einfaches Scrollen. Sie werden auch als "einfache Substitutionsreaktionen" bezeichnet, wenn zwei Elemente ihre jeweiligen Plätze innerhalb derselben Verbindung austauschen. Das heißt, ein Element ersetzt ein anderes an seiner exakten Stelle in der Formel und gleicht ihre jeweiligen elektrischen Ladungen entsprechend mit anderen Atomen aus. Ein Beispiel ist, was passiert, wenn ein Metall in einer Säure Wasserstoff verdrängt und Salze gebildet werden, wie es passiert, wenn Batterien eines Geräteausfalls.

Beispiele für Redoxreaktionen

Beispiele für Redoxreaktionen sind sehr zahlreich. Wir werden versuchen, ein Beispiel für jeden der zuvor beschriebenen Typen zu geben:

• Die Verbrennung von Oktan. Oktan ist a Kohlenwasserstoff Bestandteil des Benzins, das den Motor unserer Autos antreibt. Wenn Oktan mit Sauerstoff reagiert, wird Oktan oxidiert und Sauerstoff reduziert, wobei als Ergebnis dieser Reaktion eine große Menge Energie freigesetzt wird. Mit dieser freigesetzten Energie wird im Motor Arbeit verrichtet und dabei entstehen Kohlendioxid und Wasserdampf. Die Gleichung, die diese Reaktion darstellt, lautet:
  
• Die Zersetzung von Wasserstoffperoxid. Es ist eine Dismutationsreaktion, bei der Wasserstoffperoxid in seine Bestandteile Wasser und Sauerstoff zerfällt. Bei dieser Reaktion wird Sauerstoff durch Verringerung seiner Oxidationszahl von -1 (H2O2) auf -2 (H2O) reduziert und durch Erhöhung seiner Oxidationszahl von -1 (H2O2) auf 0 (O2) oxidiert.
  
• Verdrängung von Silber durch Kupfer. Es ist eine Reaktion von Verschiebung einfach, in dem Sie sehen können, wie durch Eintauchen eines metallischen Kupferstücks in eine Lösung von Silbernitrat die Farbe der Lösung färbt sich blau und eine dünne Schicht metallischen Silbers wird auf dem Kupferfragment abgeschieden. Dabei wird ein Teil des metallischen Kupfers (Cu) in das Cu2+-Ion umgewandelt, als Teil des Kupfer(II)-Nitrats (Cu (NO3) 2), dessen Lösung eine schöne blaue Farbe hat. Andererseits wird ein Teil des Ag + -Kations, das Teil von Silbernitrat (AgNO3) ist, in metallisches Silber (Ag) umgewandelt, das abgeschieden wird.
  
• Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure. Es ist eine einfache Verdrängungsreaktion, bei der Wasserstoff in HCl (aq) durch Zink verdrängt wird, um ein Salz zu bilden.
  
• Eisenoxidation. Metallisches Eisen oxidiert, wenn es mit Sauerstoff aus dem Luft. Dies zeigt sich im Alltag, wenn Eisengegenstände bei längerer Lufteinwirkung eine braune Rostschicht bilden. Bei dieser Reaktion wird metallisches Eisen (Fe) mit der Oxidationsstufe 0 in Fe3 + umgewandelt, dh seine Oxidationsstufe steigt (es oxidiert). Aus diesem Grund heißt es intuitiv oder umgangssprachlich: Eisen rostet.
  

Industrielle Anwendungen

In Kraftwerken können Redoxreaktionen große Motoren bewegen.

Die industriellen Anwendungen von Redoxreaktionen sind endlos. Verbrennungsreaktionen sind beispielsweise ideal für die Herstellung von Arbeit das dient der Generierung Bewegung in den Großmotoren, die in Kraftwerken zur Produktion verwendet werden Elektrizität.

Der Prozess besteht aus Brennen fossile Brennstoffe um Wärme zu bekommen und zu produzieren Wasserdampf B. in einem Kessel, dann wird dieser Dampf zum Antrieb von Großmotoren oder Turbinen verwendet. Andererseits werden Verbrennungsreaktionen auch zum Antrieb des Motors von Kraftfahrzeugen genutzt, die fossile Brennstoffe verwenden, wie beispielsweise unsere Autos.

Andererseits sind Substitutions- und Verdrängungsredoxreaktionen nützlich, um bestimmte Elemente in einem Reinheitszustand zu erhalten, der in der Natur. Silber ist beispielsweise hochreaktiv. Obwohl es im mineralischen Untergrund selten rein vorkommt, kann durch eine Redoxreaktion ein hoher Reinheitsgrad erreicht werden. Das gleiche passiert, wenn es um die Gewinnung von Salzen und anderen geht Verbindungen.