redoxreactie

redoxreactie
n., meervoud: redoxreacties

definitie: in de biologie is een biochemische reactie waarbij het oxidatieaantal van atomen is veranderd

redoxreactie definitie

Wat zijn redoxreacties? Dit is een veel voorkomende term in de chemie en de biologie. In de chemie is een redoxreactie één van de soorten chemische reacties die de verandering in de oxidatietoestanden van atomen impliceert. In deze reactie, is er de daadwerkelijke overdracht of het verschuiven van elektronen die tussen verschillende chemische species plaatsvindt. In deze reactie verliest de ene soort elektronen, terwijl de andere het elektron krijgt. (Olson, 2021) de soort die het elektron krijgt zou verminderd zijn, terwijl de soort die het elektron verloor zou geoxideerd zijn. In biologie, heeft een redoxreactie alle aspecten van het leven gedefinieerd aangezien het de vorm van reactie is die in veelzijdige biologische processen voorkomt.

Wat is betrokken bij redoxreacties? Volgens de redoxreactieregel bestaat de reactie uit twee delen en komen ze altijd samen voor. Zij zijn de gereduceerde helft en de geoxideerde helft. Reductie-helft en oxidatie-halve reacties zijn de soorten van twee vormen van halve reacties van redox reacties. (MindTouch, 2021)

hoe een redoxreactie te bepalen?

redoxreactie wordt altijd bepaald door een variatie in de oxidatietoestand van twee atomen. Als er geen verandering in oxidatiegetal is, is er geen redoxreactie. Een ander kenmerk van een redoxreactie is dat het bestaat uit twee gelijktijdige processen, dus de naam. Om dit verder te begrijpen, laten we de definities van oxidatie en reductie begrijpen. Wat is oxidatie? Oxidatie is het proces van het verhogen van de oxidatietoestand van een atoom, ion of molecuul. Simpel gezegd, het betekent het verliezen van het elektron. Wat is reductie? Reductie is het proces van het verminderen van de oxidatietoestand van een atoom, ion of molecuul. Of, het verwijst gewoon naar het verkrijgen van het elektron. (Ja, vermindering in dit opzicht betekent “winnen”). Dus in een redoxreactie, terwijl de een een elektron verliest, krijgt de ander het.

soorten redoxreacties

dit zijn de verschillende soorten redoxreacties die hieronder worden toegelicht.

1. Ontledingsreactie
2. Combinatiereactie
3. Verplaatsingsreactie
4. Disproportionatiereactie

1. Ontledingsreactie

zoals de naam al aangeeft, wordt de reactant in een ontledingsreactie gesplitst of in verschillende componenten opgesplitst: AB → A + B

voorbeelden:

• 2NaH → 2Na + H2
• 2H2O → 2H2 + O2

bovenstaande producten worden gevormd door de afbraak van de reactieve stof. Hierdoor worden kleinere chemische verbindingen gevormd.
in sommige gevallen hoeven echter niet alle ontledingsreacties ook een redoxreactie te zijn. CaCO3 → CaO + CO2 is bijvoorbeeld een afbraakreactie, maar geen redoxreactie. Waarom is dit geen redoxreactie? De decompositie reactie van CaCO3 → CaO + CO2 impliceert de dissociatie van de componenten maar er is geen verandering in de oxidatietoestanden. Het oxidatiegetal veranderde niet, wat verondersteld wordt te veranderen wanneer het een redoxreactie is.

2. Combinatiereactie

het omgekeerde van de ontledingsreactie is een combinatiereactie. In deze reactie is er een combinatie van twee reagentia, en een product wordt gevormd: A + B → AB

voorbeelden:

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

3. Verplaatsingsreactie

zoals de naam al aangeeft, omvat deze reactie de vervanging van een ion of atoom van een element naar het ion of atoom van een ander element: X + YZ → XZ + Y . Verplaatsingsreacties bestaan uit twee vormen. Het zijn de metaalverplaatsingsreacties en de niet-metaalverplaatsingsreacties.

• Metaalverplaatsing: in metaalverplaatsingsreacties wordt gewoonlijk een metaal vervangen door een ander metaal. Een voorbeeld is CuSO4+Zn→Cu + ZnSO4. Metaalverplaatsingsreacties worden gebruikt in het Metallurgische proces voor het verkrijgen van de zuivere metalen uit hun ertsen.
• niet-Metaalverplaatsing: in een niet-metaalverplaatsingsreactie wordt waterstof H2 of soms zuurstof O2 gebruikt voor verplaatsing.

4. Disproportionatiereactie

In een disproportionatiereactie vermindert en oxideert een enkele reactant.

voorbeeld:

P4 + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3

oxiderende en reducerende stoffen

bij redoxreacties zijn er twee soorten chemische stoffen. Het zijn de oxiderende stoffen (oxidatiemiddelen) en de reducerende stoffen (reductoren). Laten we ze onderscheiden door hun rol in oxidatie-en reductieprocessen te begrijpen.

Standaard Elektrode Potentiële

Standaard Elektrode Potentiaal wordt beschouwd als de waarde van de standaard elektromotorische kracht (emk) van een dergelijke cel waarin de waterstof moleculen (H2) worden geoxideerd in de vorm van solvated protonen, onder standaard druk.

Wat is het doel van redoxreacties in de elektrochemische cel?

redoxreactie is de basis voor een elektrochemische cel. Het kan worden onderverdeeld in twee halfreacties, oxidatie aan de anode en reductie aan de kathode. Door het verschil tussen het elektrische potentiaal van twee elektroden wordt elektriciteit opgewekt. En vanwege het verschil tussen de potentialen van twee metalen elektroden, wordt een verschil in de potentie gecreëerd voor de elektrolyt. Het wordt gebruikt om het reducerende vermogen van een element of verbinding te meten.

er is geen eenvoudige en eenvoudige manier om alleen het elektrodepotentiaal of het elektrolytpotentiaal nauwkeurig te meten. Veranderingen in druk, temperatuur of concentratie beïnvloeden niet alleen het elektrisch potentieel, maar ook de elektrochemie vergelijkingen. In een redoxreactie is het oxidatiepotentiaal het negatief van het reductiepotentiaal, dus is het voldoende om een van de potentialen te berekenen. Dat is de reden dat standaard elektrodepotentiaal ook wordt geschreven als standaard reductiepotentiaal.

als de waarde van het standaard reductiepotentieel groter is, wordt de reductie (het verkrijgen van het elektron) gemakkelijker. Dus bijvoorbeeld, het standaard reductiepotentieel van F2 is + 2,87 V en dan voor Li+ is het -3,05 V.

maar hoe zit het met biologie? Wat is het doel van redoxreacties in de biologische cel?
in een biologische cel zijn er verschillende doeleinden van redoxreacties, zoals tijdens het metabolisme wordt het suikermolecuul afgebroken in water, kooldioxidegas en energie. Er is een overdracht van 48 elektronen van het koolstofatoom in suiker aan zuurstof samen met de afgifte van energie.

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

een ander doel van redoxreacties in het levende lichaam is cellulaire communicatie. De reactieve molecules die zuurstof in de cel bevatten spelen een rol als signalerende molecules. Bijvoorbeeld, worden reactieve molecules die zuurstof (O2, H2O2, NO) bevatten in de cel op een gecontroleerde manier geproduceerd tijdens redoxreacties. Deze chemische producten hebben verschillende rollen zoals het gekronkelde helen, ontsteking, het verouderen, en geprogrammeerde celdood.

volgens nieuwere studies kan de redoxreactie ook in de cellen worden benut voor kankerbehandelingen. Een klasse van kankerbehandeling drugs verbetert de productie van reactieve moleculen met zuurstof in het tumorlichaam die uiteindelijk doodt de kankercellen.

voorbeelden van redoxreacties

enkele voorbeelden van redoxreacties zijn als volgt.

Voorbeeld 1: reactie tussen waterstof en fluor

in de reactie van fluor en waterstof vindt oxidatie plaats bij waterstof en reductie bij Fluor. Waterstof en fluor combineren en vormen waterstoffluoride.

de volgende vergelijking toont de reactie: H2 + F2 → 2HF
de oxidatievergelijking is H2 → 2H+ + 2e–
de reductievergelijking is F2 + 2e– → 2F–

Voorbeeld 2: reactie tussen ijzer en waterstofperoxide

waterstofperoxide oxideert ferro-ion Fe2+ in ijzer-ion Fe3+ in aanwezigheid van een zuur. Hierdoor wordt een hydroxide-ion gevormd. Waterstofperoxide reageert met een proton, dat door het zuur wordt gedoneerd voor de vorming van water.

2Fe22+ + H2O2 + 2H + → 2Fe3 + + 2H2O
oxidatie halfreactie is Fe2+ → Fe3+ + e–
reductie halfreactie is H2O2 + 2e – → 2 OH–

Voorbeeld 3: reactie tussen zink en koper

wanneer Zn het ion van koper in de oplossing van kopersulfaat verplaatst, wordt kopermetaal gewonnen.

Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)
de oxidatiehalfreactie is Zn → Zn2+ + 2e-
de reductiehalfreactie is Cu2+ + 2e– → Cu

significantie van redoxreacties

oxidatiereacties zijn significant omdat ze de belangrijkste en belangrijkste energiebron op aarde zijn, hetzij in natuurlijke (biologische) of niet-natuurlijke (kunstmatige) manieren. Een enorme hoeveelheid energie kan worden gewonnen in een oxidatiereactie door het verwijderen van waterstof of door de combinatie van zuurstof. (Chemie, 2021)

redoxreacties in de industrie

veel chemische stoffen die vaak worden gebruikt in industrieën zoals chloor, bijtende soda, enz.worden gevormd door redoxreacties. De redoxreacties worden gebruikt in het bleken materiaal en water het zuiveren. Bij de productie van industriële reinigingsproducten wordt het oxidatieproces gebruikt. Veel metalen die risico lopen op corrosie worden beschermd door ze te verbinden met offeranoden. Galvanisatie van staal is daar een voorbeeld van. De oxidatie van ammoniak produceerde salpeterzuur, een essentiële meststof. Redoxreactie wordt ook gebruikt voor het scheiden van metalen uit hun ertsen. Het smelten van metaalsulfide in het bestaan van een reductiemiddel is hier ook een voorbeeld van. Bij de vervaardiging van vergulde ornamenten wordt een redoxreactie gebruikt om een dunne laag materiaal op het oppervlak van het object aan te brengen. Dit proces staat ook bekend als galvaniseren. (W3spoint.com, 2021)

redoxreacties in de biologie

Wat is het doel van redoxreacties in de cel? Vele biologische processen impliceren redoxreacties, zoals in cellulaire ademhaling en fotosynthese.

cellulaire ademhaling

cellulaire ademhaling (C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O) is de oxidatie van glucose in kooldioxide (CO2) en reductie van zuurstof (O2) naar water (H2O). De methode van cellulaire ademhaling redox is gerelateerd aan de vermindering en oxidatie van NAD+ in NADH en vice versa. Hieronder is een schematisch diagram van cellulaire ademhaling.

fotosynthese

bij redoxreacties in fotosynthese (6 CO2 + 6 H2O + lichtenergie → C6H12O6 + 6 O2) wordt kooldioxide gereduceerd tot suiker en wateroxidatie geeft moleculaire zuurstof. Het aantal elektronen in zuurstof is 8. Hoewel cellulaire ademhaling en fotosynthese verschijnen als tegengestelde reacties, zijn deze twee processen niet omgekeerd van elkaar.

gelezen: Fotosynthese-fotolyse en Koolstoffixatie

Redoxcycling

een grote verscheidenheid aan aromatische verbindingen wordt verminderd met behulp van enzymen voor de vorming van vrije radicalen. Vrije radicalen hebben één of meer elektronen dan hun ouder. De elektronendonor kan om het even welk flavoenzym of zijn coenzym zijn. Eenmaal na de vorming, de vrije radicalen in de vorm van anionen verminderde de zuurstof in superoxide, en ook onaangetast ouder (oorspronkelijke) verbinding krijgen vernieuwd. Globaal, in deze reactie, is er oxidatie bij flavoenzyme coenzyme en vermindering bij moleculaire zuurstof voor de vorming van superoxide. Dit katalytische gedrag wordt genoemd Redox het cirkelen.

redoxreacties in de geologie

in de geologie heeft de redoxreactie vele toepassingen zoals:

• mobilisatie van mineralen
• vorming van mineralen
• afzettingsmilieu

in de kleur van gesteente is de redoxtoestand zichtbaar. Het oxiderende gesteente had een rode kleur. Wanneer een reducerende vloeistof of vloeistof wordt doorgegeven aan de rots geeft het groene of witte kleur. De reducerende vloeistof of vloeistof had uraniumhoudende mineralen. Moqui knikkers en uraniumafzettingen zijn enkele voorbeelden van afzettingen gevormd door geologische redoxreacties.

redoxreacties in bodems

bij een redoxreactie is er een gelijktijdige oxidatie-en reductiereactie. Een voorbeeld van een redoxreactie in de bodem is de oxidatie van ijzer naar ijzer door de reductie van zuurstof in de aanwezigheid van water. (Aard, 2021)

balancering redoxreacties

in het volgende wordt uitgelegd hoe een redoxvergelijking in evenwicht moet worden gebracht of hoe redoxreacties of redoxreacties in basisoplossingen moeten worden uitgevoerd.

• Stap I: schrijf de ongebalanceerde vergelijking.
• Stap II: Het isoleren van de redox-reactie in twee halve reacties
  Geef oxidatie aan elk atom
  Zoeken en het schrijven van de redox-koppels
  Combineer de redox-koppels in twee halve reacties
• Stap III: Het balanceren van half-reacties
  Saldo-alle atomen met uitzondering van H2 en O2
  Saldo-alle O2 atomen met water H2O
  de Balans van de atomen van waterstof met H+
  Toevoegen 1 OH– aan elke kant van H+ voor een basic-medium
• Stap IV: Evenwicht tussen het aantal elektronen
• V: Stap In de half-reactie, maken elektronen verlies gelijk aan elektronen gain
• Stap VI: Voeg samen halfreacties
• stap VII: Vereenvoudig de vergelijking
  aan het einde controleer of alle ladingen en elementen in evenwicht zijn. Voor easiness, een online redox reactie calculator of oxidatie toestand calculator wordt ook gebruikt voor vergelijking balanceren.

hoe vinden we oxidatiegetallen? Hieronder volgen enkele regels voor oxidatiegetallen:

1. Nul is het oxidatiegetal van vrije elementen.
2. De lading op een ion is gelijk aan het oxidatieaantal mono-atomaire ionen.
3. De lading op ionen is ook gelijk aan het oxidatieaantal van polyatomische ionen.
4. Het oxidatiegetal van waterstof is +1, echter, wanneer het in een verbinding met een elektronegatief element is, verandert het oxidatiegetal in -1.
5. Het zuurstofoxidatiegetal is -2, maar in peroxiden -1.
6. Het koolstofoxidatiegetal varieert sterk. In CH4 is het -4 en in CO2 is het +4
7. Groep 1 element had oxidatiegetal +1.
8. Groep 2 element had oxidatiegetal +2.
9. Groep 17 element had oxidatiegetal -1.
10. In een neutrale verbinding is het totale oxidatiegetal van alle atomen nul.

• Vrchemie. (2021). Redoxreacties en elektrochemisch potentieel. Geraadpleegd op 04 november 2021, van https://vrchemistry.chem.ox.ac.uk/potential/text/redox1.htm
• Generalic, E. (2021). BALANCEREN VAN REDOXREACTIES. Geraadpleegd op 04 november 2021, vanhttps://www.periodni.com/half-reaction_method.php
• MindTouch, P. b. (2021). Oxidation-Reduction Reactions Retrieved 04 Nov, 2021, from https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Analytical_Chemistry/Supplemental_Modules_(Analytical_Chemistry) / Electrochemistry / Redox_Chemistry / Oxidation-Reduction_Reactions
• Nature, S. (2021). Redoxreacties en diagrammen in de bodem. Geraadpleegd op 04 november 2021, vanhttps://link.springer.com/referenceworkentry/10.1007%2F978-1-4020-3995-9_477
• Olson, M. V. (2021). oxidatie-reductie reactie. Geraadpleegd op 04 november 2021, van https://www.britannica.com/science/oxidation-reduction-reaction/General-theory
• W3spoint.com (2021). Redoxreactie in elektrochemie. Geraadpleegd op 04 november 2021, van https://www.w3spoint.com/
• Socratic.org (2021). Bereken het oxidatiegetal van een element in een verbinding. Geraadpleegd op 04 november 2021, van https://socratic.org/questions/how-do-you-calculate-the-oxidation-number-of-an-element-in-a-compound