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Redoxreaktionen

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.
  1. Was sind Redoxreaktionen?

In der Chemie spricht man von Redoxreaktionen, Oxidreduktionsreaktionen oder Reduktionsoxidationsreaktionen bei jeder chemischen Reaktion, bei der ein Elektronenaustausch stattfindet zwischen den beteiligten Atomen oder Molekülen.

Dieser Austausch spiegelt sich in der Änderung der Oxidationsstufe der Reagenzien wider. Das Reagenz, das Elektronen liefert, wird oxidiert und das Reagenz, das sie erhält, reduziert sie.

Der Oxidationszustand ist die Tendenz eines Atoms eines Elements, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, wenn es Teil einer chemischen Reaktion ist. Man nennt es auch Oxidationszahlen oder Valenzen.

Sie wird in ganzen Zahlen um Null (für neutrale Elemente) ausgedrückt und kann beispielsweise Werte von +1, +2 oder +6 oder umgekehrt -1, -2 oder -6 erreichen. Einige Atome haben je nach Reaktion auch unterschiedliche Oxidationsstufen.

Somit gibt es in jeder Redoxreaktion zwei Arten von Reagenzien, die sich gegenseitig beeinflussen:

  • Ein Oxidationsmittel, das Elektronen aufnimmt und deren anfänglichen Oxidationszustand erniedrigt, erleidet somit eine Reduktion. Oder was ist das gleiche, erhöht seine negative elektromagnetische Ladung, um Elektronen zu gewinnen.
  • Ein Reduktionsmittel, das Elektronen liefert und deren anfänglichen Oxidationszustand erhöht, wodurch Oxidation auftritt. Oder was ist das gleiche, erhöht seine positive elektromagnetische Ladung durch den Verlust von Elektronen.

Nur in einigen Fällen können bestimmte Reagenzien (Ampholyte) oxidiert und gleichzeitig reduziert werden, was als Ampholisierung bezeichnet wird. Von den übrigen sind Redoxreaktionen eine der häufigsten chemischen Reaktionen im Universum und Teil der grundlegenden Reaktionen für die Kontinuität des Lebens.

Es kann dir dienen: Oxidation

  1. Eigenschaften von Redoxreaktionen

Redoxreaktionen sind täglich um uns herum. Beispiele hierfür sind die Oxidation von Metallen, die Verbrennung von Gas in der Küche oder sogar die Oxidation von Glucose, um ATP in unserem Körper zu erhalten.

In den meisten Fällen gehen sie mit einer erheblichen Menge an freigesetzter Energie sowie einer dauerhaften Änderung der chemischen Natur der beteiligten Materialien einher.

Das Endresultat einer Redoxreaktion unterscheidet sich normalerweise von den Ausgangsverbindungen sowohl hinsichtlich des kombinatorischen als auch des elektromagnetischen Ladungsniveaus. Dieser Prozess wird häufig als "Halbreaktion" oder Teilreaktion verstanden, bei der der globale Redoxprozess in zwei Bereiche unterteilt wird: den Reduktionsprozess und den Oxidationsprozess.

Zum Beispiel:

  • Reduktionshalbreaktion : Cu 2+ + 2e - -> Cu (Reduktion von Kupfer bei Aufnahme von zwei Elektronen).
  • Halbreaktion der Oxidation : Fe -> Fe 2+ + 2e - (Oxidation von Eisen durch Verlust von zwei Elektronen)

Woraus besteht die globale Reaktion Fe + Cu 2+ -> Fe 2+ + Cu.

  1. Arten von Redoxreaktionen

Redox-Verbrennungsreaktionen setzen Energie frei, die Bewegung erzeugen kann.

Es gibt verschiedene Arten von Redoxreaktionen mit unterschiedlichen Eigenschaften. Die häufigsten Arten sind:

  • Verbrennung Alle Formen der Verbrennung, von Benzin in einem Automotor oder von Gas in unseren Küchen, sind Redoxreaktionen, an denen eine Verbindung (Kraftstoff) und Sauerstoff beteiligt sind und die viel freisetzen Energie, entweder als Wärme, Licht oder Bewegung (wie bei Explosionen). Logischerweise wirkt Sauerstoff als Oxidationsmittel und entfernt Elektronen aus der Verbindung.
  • Oxidation Oxidation wird üblicherweise als Abbau bestimmter Materialien, insbesondere von Metall, durch Einwirkung von Sauerstoff auf diese beschrieben. Es ist ein weltweit bekanntes und alltägliches Phänomen, insbesondere in Küstenstädten, in denen Salze aus der Umwelt die Reaktion beschleunigen (katalysieren). Deshalb muss ein Auto, nachdem es uns an den Strand gebracht hat, von Salzwasserspuren gereinigt werden.
  • Missverhältnis Sie sind auch als Dismutationsreaktionen bekannt und verfügen über ein einzigartiges Reagens, das gleichzeitig reduziert und oxidiert wird, wenn ihre Moleküle miteinander in Wechselwirkung treten. Ein typischer Fall hierfür ist die Zersetzung von Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ).
  • Einfaches Scrollen Auch einfache Substitutionsreaktionen genannt, kommt es vor, wenn zwei Elemente ihre jeweiligen Stellen innerhalb derselben Verbindung austauschen. Das heißt, ein Element ersetzt ein anderes an der exakten Stelle der Formel und gleicht seine jeweiligen elektromagnetischen Ladungen mit anderen Atomen aus. Dies ist der Fall, wenn ein Metall den Wasserstoff in Säure- und Salzform verdrängt, wie es der Fall ist, wenn die Batterien in einem Gerät zusammenbrechen.
  1. Beispiele für Redoxreaktionen

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

  • Die Oktanverbrennung, eine Kohlenwasserstoffkomponente von Benzin, findet im Motor unserer Autos statt. Dies geschieht, wenn Sauerstoff und Oktan reagieren, oxidieren bzw. reduzieren, Energie freisetzen, die zur Erzeugung von Arbeit im Motor verwendet wird, und Kohlendioxid und Dampf als Nebenprodukt daraus produzieren Wasser dabei. Alles nach folgender Formel:

2C 8 H 18 + 25O 2 -> 16CO 2 + 18H 2 O + E (Energie)

  • Die Zersetzung von Wasserstoffperoxid, auch Wasserstoffperoxid genannt, erfolgt, wenn in Gegenwart von Wasser und Sauerstoff, seinen eigenen Atomen, das Wasserstoffperoxid seinen Zustand verliert Oxidation -1 und wird einfach zu Wasser und elementarem Sauerstoff, wodurch ein neutraler elektromagnetischer Zustand wiederhergestellt wird. Dies geschieht nach der Formel:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

  • Verdrängung von Silber durch Kupfer, das klassische Beispiel, das mit einer wässrigen Lösung von Silbernitrat und einem Stück Kupfer überprüft werden kann. Wenn wir letzteres in die Lösung tauchen, werden wir sofort eine Farbänderung (in Richtung Blau) und die Bildung kleiner metallischer Kristalle (Niederschlag) um Kupfer bemerken. Dies zeigt an, dass Sie das Silber in der Lösung gemäß der folgenden Formel ersetzt haben:

Cu + 2AgNO 3 → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag

  1. Industrielle Anwendungen

In Kraftwerken können durch Redoxreaktionen große Motoren bewegt werden.

Die industriellen Anwendungen von Redoxreaktionen sind endlos. Zum Beispiel sind Verbrennungsreaktionen ideal für die Erzeugung von Arbeit, dh Bewegung oder Elektrizität: Dies ist, was elektrische Anlagen, die Kohle verbrennen, tun, um Wärme zu erhalten und Wasser zu verdampfen. zum beispiel. Es kommt auch im Motor von Fahrzeugen mit fossilen Brennstoffen vor .

Andererseits sind Redoxreaktionen von Substitution und Verdrängung nützlich, um bestimmte Elemente in einem Reinheitszustand zu erhalten, der in der Natur nicht oft zu sehen ist.

Zum Beispiel ist Silber hochreaktiv. Obwohl es im mineralischen Untergrund selten rein vorkommt, kann durch eine Redoxreaktion ein hoher Reinheitsgrad erreicht werden. Gleiches gilt für die Gewinnung von Salzen und anderen Verbindungen.

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