DAS Oxidation und die die Ermäßigung sind Reaktionen, die auftreten, wenn es a Elektronentransfer zwischen chemischen Spezies. Es sind entgegengesetzte Reaktionen: Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben und bei einer Reduktion Elektronen aufgenommen.
Diese Prozesse laufen gleichzeitig ab, denn wenn eine Substanz Elektronen an eine andere abgibt, wird sie oxidiert, während die Substanz, die Elektronen aufnimmt, reduziert wird.
Wenn eine Substanz oxidiert, bewirkt sie, dass die anderen Spezies reduziert werden, daher der Name eines Reduktionsmittels. Ebenso reduziert sich ein Stoff durch die Oxidation eines anderen und ist somit das Oxidationsmittel.
Die Oxidations- und Reduktionsreaktionen werden durch die Variation der Oxidationszahl (nox) der beteiligten Spezies demonstriert.
Im Allgemeinen kann eine Reaktion, die Oxidation und Reduktion darstellt, dargestellt werden durch:
A+B+ → A+ +B
Wo,
A: Stoff, der oxidiert wird, Elektronen verliert, seinen Wert erhöht und das Reduktionsmittel ist.
B: Substanz, die einer Reduktion unterliegt, Elektronen aufnimmt, die Oxidation verringert und das Oxidationsmittel ist.
Beispiele für Oxidation und Reduktion
Siehe das folgende Bild für ein Beispiel der chemischen Redoxgleichung.
Das metallische Zink erfährt Oxidation und bewirkt die Reduktion von Kupfer, ist also das Reduktionsmittel. Seine Oxidationszahl (nox) steigt von 0 auf +2, weil es 2 Elektronen verliert.
Das Kupferion (Cu2+) wird reduziert und bewirkt, dass Kupfer oxidiert, also ist es das Oxidationsmittel. Seine Oxidationszahl (nox) sinkt von +2 auf 0, weil es 2 Elektronen aufnimmt und zu metallischem Kupfer wird, das elektrisch neutral ist.
Weitere Beispiele für Redoxreaktionen im Alltag sind:
Methanverbrennung
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 Std2Ö(v)
Photosynthese
6CO2(g) + 6 Std2Ö(v) → C6H12Ö6 (hier) + 6O2(g)
Eisenkorrosion
2Fe(s) + 3/4O2(g) + 3 Stunden2Ö(v) → 2Fe (OH)3(e) (Rost Fe2Ö3.3H2Ö)
Lerne mehr über Oxidationszahl (nox).
Wie laufen Oxidations- und Reduktionsreaktionen ab?
Die Gleichung der Redoxreaktion mit Kupfer und Zink kann wie unten gezeigt durch Halbreaktionen dargestellt werden.
- Oxidationshalbreaktion: Zn0(s) → 2e- + Zn2+(hier)
- Reduktionshalbreaktion: Arsch2+(hier) + 2e- → ass0(s)
- globale Gleichung: Zn0(s) + Arsch2+(hier) → Zn2+(hier) + Arsch0(s)
Dieser Elektronentransfer in der Redoxreaktion erfolgt entsprechend dem Reduktionspotential der beteiligten Spezies. Die Komponente mit dem niedrigsten Reduktionspotential hat die Tendenz, Elektronen abzugeben, während diejenige mit dem höchsten Potential sie aufnimmt.
Beispielsweise hat Zink ein Reduktionspotential von -0,76 V, während Kupfer ein Reduktionspotential von +0,34 V hat. Daher ist Zink, weil es ein geringeres Reduktionspotential hat, ein besseres Reduktionsmittel und fördert die Reduktion Kupfer, das ein höheres Reduktionspotential hat und daher Elektronen aufnimmt und eine Zinkoxidation verursacht.
Lesen Sie auch über Redoxreaktionen.
Übungen zu Oxidation und Reduktion
Verwenden Sie die folgenden Fragen, um Ihr Wissen über das, was Sie in diesem Text gelernt haben, zu testen.
Frage 1
In Bezug auf Oxidations- und Reduktionsreaktionen ist dies richtig
a) Die Zunahme des nox der chemischen Spezies zeigt an, dass sie eine Reduktion erfahren hat.
b) Der Stoff, der Elektronen abgibt, wird oxidiert und ist ein Oxidationsmittel.
c) Bei Redoxreaktionen werden Elektronen übertragen.
d) Der Elektronen aufnehmende Stoff wird reduziert und ist ein Reduktionsmittel.
e) Die Abnahme des NOx der chemischen Spezies zeigt an, dass sie oxidiert wurde.
Korrekte Alternative: c) Bei Oxidations-Reduktions-Reaktionen findet ein Elektronentransfer statt.
Bei Redoxreaktionen werden Elektronen übertragen.
Der Stoff, der Elektronen aufnimmt, wird reduziert und ist das Oxidationsmittel. Die Abnahme des NOx der chemischen Spezies zeigt an, dass sie reduziert worden ist.
Der Stoff, der Elektronen abgibt, wird oxidiert und ist ein Reduktionsmittel. Die Zunahme des NOx der chemischen Spezies zeigt an, dass sie einer Oxidation unterzogen wurde.
Frage 2
Beispiele für Redoxreaktionen im Alltag AUSSER
a) Korrosion
b) Verbrennung
c) Photosynthese
d) Neutralisation
Falsche Alternative: d) Neutralisation.
Eine Neutralisationsreaktion findet zwischen einer Säure und einer Base statt und führt zu Salz und Wasser. Zum Beispiel:
NaOH + HCl → NaCl + H2Ö
Beispiele für eine Redoxreaktion sind:
Methanverbrennung
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 Std2Ö(v)
Photosynthese
6CO2(g) + 6 Std2Ö(v) → C6H12Ö6 (hier) + 6O2(g)
Eisenkorrosion
2Fe(s) + 3/4O2(g) + 3 Stunden2Ö(v) → 2Fe (OH)3(e)
Frage 3
Beobachten Sie die folgenden Oxidations-Reduktions-Reaktionen und geben Sie die Oxidations- und Reduktionsmittel an.
ICH. Zn0(s) + Arsch2+(hier) → Zn2+(hier) + Arsch0(s)
II. Arsch2+(hier) +H2(g) → 2 Std+(hier) + Arsch(s)
III. Zn(s) + 2 Std+(hier) → Zn2+(hier) +H2(g)
Antwort:
Bei einer Redoxreaktion ist derjenige, der oxidiert wird, das Reduktionsmittel und derjenige, der reduziert wird, das Oxidationsmittel.
ICH. Zn0(s) + Arsch2+(hier) → Zn2+(hier) + Arsch0(s)
Oxidationsmittel: Kupfer (Cu)
Reduktionsmittel: Zink (Zn)
II. Arsch2+(hier) +H2(g) → 2 Std+(hier) + Arsch(s)
Oxidationsmittel: Kupfer (Cu)
Reduktionsmittel: Wasserstoff (H)
III. Zn(s) + 2 Std+(hier) → Zn2+(hier) +H2(g)
Oxidationsmittel: Wasserstoff (H)
Reduktionsmittel: Zink (Zn)
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Bibliographische Referenzen
FONSECA, M. R. M Chemie, 2. 1. ed. São Paulo: Attika, 2013.
SANTOS, WLP; MOL, G.S. Bürgerchemie, 3. 2. ed. São Paulo: Editora AJS, 2013.
USBERCO, J. Chemie verbinden, 2: Chemie. - 2. ed. São Paulo: Saraiva, 2014.
