Redoxreaktion

Redoxreaktion
n., Plural: Redoxreaktionen

Definition: In der Biologie eine biochemische Reaktion, bei der sich die Oxidationszahl von Atom (en) geändert hat

Definition der Redoxreaktion

Was sind Redoxreaktionen? Dies ist ein gebräuchlicher Begriff in Chemie und Biologie. In der Chemie ist eine Redoxreaktion eine der Arten chemischer Reaktionen, bei denen die Oxidationsstufen von Atomen verändert werden. In dieser Reaktion gibt es die tatsächliche Übertragung oder Verschiebung von Elektronen, die zwischen verschiedenen chemischen Spezies stattfindet. Bei dieser Reaktion verliert eine Spezies Elektronen, während die andere das Elektron gewinnt. (Olson, 2021) Die Spezies, die das Elektron gewinnt, soll reduziert sein, während die Spezies, die das Elektron verloren hat, oxidiert werden soll. In der Biologie hat eine Redoxreaktion alle Aspekte des Lebens definiert, da es die Form der Reaktion ist, die in vielfältigen biologischen Prozessen auftritt.

Was ist an Redoxreaktionen beteiligt? Nach der Redoxreaktionsregel besteht die Reaktion aus zwei Teilen und sie treten immer zusammen auf. Sie sind die reduzierte Hälfte und die oxidierte Hälfte. Reduktions-Halb- und Oxidations-Halb-Reaktionen sind die Arten von zwei Formen von Halbreaktionen von Redoxreaktionen. (MindTouch, 2021)

Wie kann man eine Redoxreaktion bestimmen?

Die Redoxreaktion wird immer durch eine Variation der Oxidationsstufe zweier Atome bestimmt. Wenn es keine Änderung in der Oxidationszahl gibt, dann gibt es keine Redoxreaktion. Ein weiteres Merkmal einer Redoxreaktion besteht darin, dass sie aus zwei gleichzeitigen Prozessen besteht, daher der Name. Um dies weiter zu verstehen, lassen Sie uns die Definitionen von Oxidation und Reduktion verstehen. Was ist Oxidation? Oxidation ist der Prozess der Erhöhung der Oxidationsstufe eines Atoms, Ions oder Moleküls. Einfach ausgedrückt bedeutet es, das Elektron zu verlieren. Was ist Reduktion? Reduktion ist der Prozess der Verringerung der Oxidationsstufe eines Atoms, Ions oder Moleküls. Oder es bezieht sich einfach auf die Gewinnung des Elektrons. (Ja, Reduktion bedeutet in dieser Hinsicht „gewinnen“). In einer Redoxreaktion verliert also ein Elektron, während ein anderes es gewinnt.

Arten von Redoxreaktionen

Dies sind die verschiedenen Arten von Redoxreaktionen, die im Folgenden erläutert werden.

1. Zersetzungsreaktion
2. Kombinationsreaktion
3. Verdrängungsreaktion
4. Disproportionierungsreaktion

1. Zersetzungsreaktion

Wie der Name schon sagt, wird der Reaktant bei der Zersetzungsreaktion in verschiedene Komponenten gespalten oder gebrochen: AB → A + B

Beispiele:

• 2NaH → 2Na + H2
• 2H2O → 2H2 + O2

Die obigen Produkte werden durch Zersetzung des Reaktanten gebildet. Dadurch werden kleinere chemische Verbindungen gebildet.
In einigen Fällen müssen jedoch nicht alle Zersetzungsreaktionen auch eine Redoxreaktion sein. Zum Beispiel ist CaCO3 → CaO + CO2 eine Zersetzungsreaktion, aber keine Redoxreaktion. Warum ist das keine Redoxreaktion? Die Zersetzungsreaktion von CaCO3 → CaO + CO2 beinhaltet die Dissoziation der Komponenten, aber es gibt keine Änderung der Oxidationsstufen. Die Oxidationszahl änderte sich nicht, was sich ändern soll, wenn es sich um eine Redoxreaktion handelt.

2. Kombinationsreaktion

Die Umkehrung der Zersetzungsreaktion ist eine Kombinationsreaktion. In dieser Reaktion gibt es eine Kombination von zwei Reaktanten, und ein Produkt wird gebildet: A + B → AB

Beispiele:

• H2 + Cl2 → 2HClC+O2→CO2
• 4Fe + 3O2→2Fe2O2

3. Verdrängungsreaktion

Wie der Name schon sagt, beinhaltet diese Reaktion den Ersatz eines Ions oder eines Atoms von einem Element durch das Ion oder Atom eines anderen Elements: X + YZ → XZ + Y. Verdrängungsreaktionen sind von zwei Formen. Sie sind die Metallverdrängungsreaktionen und die Nichtmetallverdrängungsreaktionen.

• Metallverdrängung: Bei Metallverdrängungsreaktionen wird üblicherweise ein Metall durch ein anderes Metall ersetzt. Ein Beispiel ist CuSO4+Zn→Cu+ZnSO4. Metallverdrängungsreaktionen werden im metallurgischen Prozess zur Gewinnung der reinen Metalle aus ihren Erzen verwendet.
• Nichtmetallverdrängung: In einer Nichtmetallverdrängungsreaktion wird Wasserstoff H2 oder manchmal Sauerstoff O2 zur Verdrängung verwendet.

4. Disproportionierungsreaktion

Bei einer Disproportionierungsreaktion ist ein einzelner Reaktant sowohl reduzierend als auch oxidierend.

Beispiel:

P4 + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3

Oxidations- und Reduktionsmittel

Bei Redoxreaktionen gibt es zwei Arten von chemischen Mitteln. Sie sind die Oxidationsmittel (Oxidationsmittel) und die Reduktionsmittel (Reduktionsmittel). Lassen Sie uns sie unterscheiden, indem wir ihre Rolle bei Oxidations- und Reduktionsprozessen verstehen.

Standardelektrodenpotential

Das Standardelektrodenpotential wird als der Wert der elektromotorischen Standardkraft (emk) einer solchen Zelle angesehen, in der die Wasserstoffmoleküle (H2) in Form von solvatisierten Protonen unter Normaldruck oxidiert werden.

Wozu dienen Redoxreaktionen in der elektrochemischen Zelle?

Die Redoxreaktion ist die Basis für eine elektrochemische Zelle. Es kann in zwei Halbreaktionen unterteilt werden, Oxidation an der Anode und Reduktion an der Kathode. Aufgrund der Differenz zwischen dem elektrischen Potential zweier Elektroden wird Strom erzeugt. Und wegen des Unterschieds zwischen den Potentialen von zwei Metallelektroden wird ein Unterschied im Potential für den Elektrolyten erzeugt. Es wird verwendet, um die Reduktionskraft eines Elements oder einer Verbindung zu messen.

Es gibt keine einfache Möglichkeit, das Elektrodenpotential oder das Elektrolytpotential allein genau zu messen. Änderungen von Druck, Temperatur oder Konzentration beeinflussen nicht nur das elektrische Potential, sondern auch die elektrochemischen Gleichungen. Bei einer Redoxreaktion ist das Oxidationspotential das Negative des Reduktionspotentials, daher reicht es aus, eines der Potentiale zu berechnen. Aus diesem Grund wird das Standardelektrodenpotential auch als Standardreduktionspotential geschrieben.

Wenn der Wert des Standardreduktionspotentials größer ist, wird die Reduktion (Gewinnung des Elektrons) einfacher. So ist zum Beispiel das Standardreduktionspotential von F2 +2,87 V und dann für Li + -3,05 V.

Aber was ist mit Biologie? Was ist der Zweck von Redoxreaktionen in der biologischen Zelle?
In einer biologischen Zelle gibt es verschiedene Arten von Redoxreaktionen, z. B. wird das Zuckermolekül während des Stoffwechsels in Wasser, Kohlendioxidgas und Energie zerlegt. Es gibt eine Übertragung von 48 Elektronen vom Kohlenstoffatom in Zucker zu Sauerstoff zusammen mit der Freisetzung von Energie.

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) + Energie

Ein weiterer Zweck von Redoxreaktionen im lebenden Körper ist die zelluläre Kommunikation. Die reaktiven sauerstoffhaltigen Moleküle in der Zelle spielen eine Rolle als Signalmoleküle. Beispielsweise werden in der Zelle bei Redoxreaktionen kontrolliert reaktive sauerstoffhaltige Moleküle (O2, H2O2, NO) erzeugt. Diese Chemikalien haben unterschiedliche Rollen wie Wundheilung, Entzündung, Alterung und programmierten Zelltod.

Neueren Studien zufolge kann die Redoxreaktion auch in den Zellen für Krebsbehandlungen ausgenutzt werden. Eine Klasse Krebsbehandlungsdrogen erhöht die Produktion der reagierenden Moleküle, die Sauerstoff im Tumorkörper enthalten, der schließlich die Krebszellen tötet.

Beispiele für Redoxreaktionen

Einige Beispiele für Redoxreaktionen sind wie folgt.

Beispiel 1: Reaktion zwischen Wasserstoff und Fluor

Bei der Reaktion von Fluor und Wasserstoff findet bei Wasserstoff eine Oxidation statt, während bei Fluor eine Reduktion stattfindet. Wasserstoff und Fluor verbinden sich und bilden Fluorwasserstoff.

Die folgende Gleichung zeigt die Reaktion: H2 + F2 → 2HF
Die Oxidationsgleichung lautet H2 → 2H+ + 2e–
Die Reduktionsgleichung lautet F2 + 2e– → 2F–

Beispiel 2: Reaktion zwischen Eisen und Wasserstoffperoxid

Wasserstoffperoxid oxidiert das Eisenion Fe2+ in Gegenwart einer Säure zu Eisenion Fe3 +. Als Ergebnis wird ein Hydroxidion gebildet. Wasserstoffperoxid reagiert mit einem Proton, das von der Säure zur Bildung von Wasser gespendet wird.

2Fe22+ + H2O2 + 2H + → 2Fe3+ + 2H2O
Oxidationshalbreaktion ist Fe2 + → Fe3+ + e-
Reduktionshalbreaktion ist H2O2 + 2e- → 2 OH–

Beispiel 3: Reaktion zwischen Zink und Kupfer

Wenn Zn das Kupferion in der Kupfersulfatlösung verdrängt, wird Kupfermetall gewonnen.

Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)
Die Oxidationshalbreaktion ist Zn → Zn2+ + 2e-
Die Reduktionshalbreaktion ist Cu2+ + 2e– → Cu

Bedeutung von Redoxreaktionen

Oxidations-Reduktions–Reaktionen sind signifikant, da sie die vorderste und wichtigste Quelle für die energie auf der Erde entweder auf natürliche (biologische) oder nicht natürliche (künstliche) Weise. Eine große Menge an Energie kann in einer Oxidationsreaktion entweder durch die Entfernung von Wasserstoff oder durch die Kombination von Sauerstoff gewonnen werden. (Chemie, 2021)

Redoxreaktionen in der Industrie

Viele Chemikalien, die üblicherweise in Industrien wie Chlor, Natronlauge usw. verwendet werden, werden durch Redoxreaktionen gebildet. Redoxreaktionen werden beim Bleichen von Material und bei der Wasserdesinfektion eingesetzt. Bei der Herstellung von industriellen Reinigungsprodukten wird das Oxidationsverfahren verwendet. Viele korrosionsgefährdete Metalle werden durch Verbinden mit Opferanoden geschützt. Die Verzinkung von Stahl ist ein Beispiel dafür. Die Oxidation von Ammoniak erzeugt Salpetersäure, die ein wesentlicher Dünger ist. Die Redoxreaktion wird auch zur Trennung von Metallen von ihren Erzen verwendet. Das Schmelzen von Metallsulfid in Gegenwart eines Reduktionsmittels ist ebenfalls ein Beispiel dafür. Bei der Herstellung von vergoldeten Ornamenten wird eine Redoxreaktion verwendet, um eine dünne Materialschicht auf die Oberfläche des Objekts aufzutragen. Dieser Prozess wird auch als Galvanisieren bezeichnet. (W3spoint.com , 2021)

Redoxreaktionen in der Biologie

Wozu dienen Redoxreaktionen in der Zelle? Viele biologische Prozesse beinhalten Redoxreaktionen, wie in der Zellatmung und Photosynthese.

Zellatmung

Zellatmung (C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O) ist die Oxidation von Glucose zu Kohlendioxid (CO2) und Reduktion von Sauerstoff (O2) zu Wasser (H2O). Die Methode der Zellatmung Redox ist mit der Reduktion und Oxidation von NAD + in NADH und umgekehrt verbunden. Unten ist ein schematisches Diagramm der Zellatmung.

Photosynthese

Bei Redoxreaktionen in der Photosynthese (6 CO2 + 6 H2O + Lichtenergie → C6H12O6 + 6 O2) wird Kohlendioxid zu Zucker reduziert und Wasseroxidation ergibt molekularen Sauerstoff. Die Anzahl der Elektronen in Sauerstoff beträgt 8. Obwohl Zellatmung und Photosynthese wie entgegengesetzte Reaktionen erscheinen, sind diese beiden Prozesse nicht umgekehrt.

LESEN: Photosynthese – Photolyse und Kohlenstofffixierung

Redox Cycling

Eine Vielzahl aromatischer Verbindungen wird mit Hilfe von Enzymen zur Bildung freier Radikale reduziert. Freie Radikale haben ein oder mehrere Elektronen als ihre Eltern. Der Elektronendonor kann ein beliebiges Flavoenzym oder sein Coenzym sein. Einmal nach der bildung, die freien radikale in form von anionen reduziert die sauerstoff in superoxid, und auch die eltern (original) verbindung erhalten erneuert. Insgesamt erfolgt bei dieser Reaktion eine Oxidation am Flavoenzym-Coenzym und eine Reduktion am molekularen Sauerstoff zur Bildung von Superoxid. Dieses katalytische Verhalten wird als Redoxcycling bezeichnet.

Redoxreaktionen in der Geologie

In der Geologie hat die Redoxreaktion viele Anwendungen wie:

• Mobilisierung von Mineralien
• Bildung von Mineralien
• Ablagerungsumgebungen

In der Farbe von Gesteinen ist der Redoxzustand sichtbar. Das oxidierende Gestein hatte eine rote Farbe. Wenn eine reduzierende Flüssigkeit oder Flüssigkeit in den Felsen geleitet wird, gibt es grüne oder weiße Farbe. Die reduzierende Flüssigkeit oder Flüssigkeit hatte uranhaltige Mineralien. Moqui Murmeln und Uranvorkommen sind einige Beispiele für Ablagerungen aus geologischen Redoxreaktionen gebildet.

Redoxreaktionen in Böden

Bei einer Redoxreaktion kommt es zu einer gleichzeitigen Oxidations- und Reduktionsreaktion. Ein Beispiel für eine Redoxreaktion im Boden ist die Oxidation von Eisen zu Eisen (III) durch Reduktion von Sauerstoff in Gegenwart von Wasser. (Natur, 2021)

Ausgleich von Redoxreaktionen

Im Folgenden wird erläutert, wie eine Redoxgleichung ausgeglichen wird oder wie Redoxreaktionen oder Redoxreaktionen in basischen Lösungen durchgeführt werden.

• Schritt I: Schreiben Sie die unausgeglichene Gleichung.
• Schritt II: Isolieren Sie die Redoxreaktion in zwei Halbreaktionen
  Geben Sie jedem Atom die Oxidationszahl
  Finden und schreiben Sie die Redoxpaare
  Kombinieren Sie die Redoxpaare in zwei Halbreaktionen
• Schritt III: Ausgleich von Halbreaktionen
  Balancieren Sie alle Atome außer H2 und O2
  Balancieren Sie alle O2-Atome mit Wasser H2O
  Balancieren Sie die Wasserstoffatome mit H +
  Fügen Sie 1 jeder seite von H + für eine grundlegende medium
• Schritt IV: Balance die anzahl der elektronen
• Schritt V: In halb-reaktion, machen elektron verlust gleich elektron gewinn
• Schritt VI: Addieren Sie zusammen Halbreaktionen
• Schritt VII: Vereinfachen Sie die Gleichung
  Überprüfen Sie am Ende, ob alle Ladungen und Elemente ausgeglichen sind. Zur Vereinfachung wird auch ein Online-Redoxreaktionsrechner oder Oxidationszustandsrechner zum Ausgleich von Gleichungen verwendet.

Wie finde ich Oxidationszahlen? Im Folgenden sind einige Oxidationszahl Regeln:

1. Null ist die Oxidationszahl der freien Elemente.
2. Die Ladung eines Ions entspricht der Oxidationszahl einatomiger Ionen.
3. Die Ladung auf Ionen entspricht auch der Oxidationszahl mehratomiger Ionen.
4. Die Oxidationszahl von Wasserstoff ist +1, wenn es sich jedoch in einer Verbindung mit einem elektronegativen Element befindet, ändert sich die Oxidationszahl in -1.
5. Die Sauerstoffoxidationszahl beträgt -2, bei Peroxiden jedoch -1.
6. Die Kohlenstoffoxidationszahl variiert stark. In CH4 ist es -4, während es in CO2 +4
7 ist. Das Element der Gruppe 1 hatte die Oxidationszahl +1.
8. Das Element der Gruppe 2 hatte die Oxidationszahl +2.
9. Das Element der Gruppe 17 hatte die Oxidationszahl -1.
10. In einer neutralen Verbindung ist die Gesamtoxidationszahl aller Atome Null.

• Vrchemie. (2021). Redoxreaktionen und elektrochemisches Potential. Abgerufen am 04 Nov, 2021, von https://vrchemistry.chem.ox.ac.uk/potential/text/redox1.htm
• Generalic, E. (2021). AUSGLEICH VON REDOXREAKTIONEN. Abgerufen am 04 Nov, 2021, von https://www.periodni.com/half-reaction_method.php
• MindTouch, P. b. (2021). Oxidations-Reduktions-Reaktionen Abgerufen am 04 Nov, 2021, von https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Analytical_Chemistry/Supplemental_Modules_(Analytical_Chemistry)/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Oxidation-Reduction_Reactions
• Nature, S. (2021). Redoxreaktionen und Diagramme im Boden. Abgerufen am 04 Nov, 2021, von https://link.springer.com/referenceworkentry/10.1007%2F978-1-4020-3995-9_477
• Olson, M. V. (2021). oxidations-Reduktions-Reaktion. Abgerufen 04 Nov, 2021, von https://www.britannica.com/science/oxidation-reduction-reaction/General-theory
• W3spoint.com . (2021). Redoxreaktion in der Elektrochemie. Abgerufen 04 Nov, 2021, von https://www.w3spoint.com/
• Socratic.org . (2021). Berechnen Sie die Oxidationszahl eines Elements in einer Verbindung. Abgerufen 04 Nov, 2021, von https://socratic.org/questions/how-do-you-calculate-the-oxidation-number-of-an-element-in-a-compound