Redox (Verminderungsoxydation') Reaktionen schließen alle chemischen Reaktionen ein, in denen Atome ihren Oxydationsstaat ändern ließen.

Das kann irgendein ein einfacher Redox-Prozess wie die Oxydation von Kohlenstoff sein, um Kohlendioxyd oder die Verminderung von Kohlenstoff durch Wasserstoff nachzugeben, um Methan (CH) oder einen komplizierten Prozess wie die Oxydation von Traubenzucker im menschlichen Körper durch eine Reihe von komplizierten Elektronübertragungsprozessen nachzugeben.

Reaktionen von Redox oder Oxydationsverminderungsreaktionen, haben mehrere Ähnlichkeiten zu Sauer-Grundreaktionen. Im Wesentlichen, redox Reaktionen sind eine Familie von Reaktionen, die mit der Übertragung von Elektronen zwischen Arten beschäftigt sind.

Der Begriff kommt aus den zwei Konzepten der Verminderung und Oxydation. Es kann in einfachen Begriffen erklärt werden:

• Oxydation ist der Verlust von Elektronen oder einer Zunahme im Oxydationsstaat durch ein Molekül, Atom oder Ion.
• Die Verminderung ist der Gewinn von Elektronen oder einer Abnahme im Oxydationsstaat durch ein Molekül, Atom oder Ion.

Wie Sauer-Grundreaktionen, redox Reaktionen sind ein verglichener Satz, d. h. es kann keine Oxydationsreaktion ohne eine Verminderungsreaktion geben, die gleichzeitig geschieht. Die Oxydation allein und die Verminderung allein wird jeder eine Halbreaktion genannt, weil zwei Halbreaktionen immer zusammen vorkommen, um eine ganze Reaktion zu bilden. Wenn man Halbreaktionen schreibt, werden die gewonnenen oder verlorenen Elektronen normalerweise ausführlich eingeschlossen, damit die Halbreaktion in Bezug auf die elektrische Anklage erwogen wird.

Obwohl genügend, zu vielen Zwecken sind diese Beschreibungen nicht genau richtig. Oxydation und die Verminderung beziehen sich richtig auf eine Änderung im Oxydationsstaat — die wirkliche Übertragung von Elektronen kann nie vorkommen. So wird Oxydation als eine Zunahme im Oxydationsstaat und die Verminderung als eine Abnahme im Oxydationsstaat besser definiert. In der Praxis wird die Übertragung von Elektronen immer eine Änderung im Oxydationsstaat verursachen, aber es gibt viele Reaktionen, die als "redox" klassifiziert werden, wenn auch keine Elektronübertragung (wie diejenigen vorkommt, die covalent Obligationen einschließen).

Non-redox Reaktionen, die mit Änderungen in der formellen Anklage nicht verbunden sind, sind als metathesis Reaktionen bekannt.

Etymologie

Die Wortoxydation hat ursprünglich Reaktion mit Sauerstoff einbezogen, um ein Oxyd zu bilden, seitdem (di) Sauerstoff historisch der erste anerkannte Oxidieren-Agent war. Später wurde die Bedeutung verallgemeinert, um alle Prozesse einzuschließen, die mit Verlust von Elektronen verbunden sind.

Die Wortverminderung, die ursprünglich auf den Verlust im Gewicht nach der Heizung eines metallischen Erzes wie ein Metalloxyd verwiesen ist, um das Metall herauszuziehen. Lavoisier hat gezeigt, dass dieser Gewichtsverlust wegen des Verlustes von Sauerstoff als ein Benzin war. Später haben Wissenschaftler begriffen, dass das Metallatom Elektronen in diesem Prozess gewinnt. Die Bedeutung der Verminderung wurde dann verallgemeinert, um alle Prozesse einzuschließen, die mit Gewinn von Elektronen verbunden sind.

Der electrochemist John Bockris hat die Wörter electronation und deelectronation verwendet, um die Verminderung und Oxydationsprozesse beziehungsweise zu beschreiben, wenn sie an Elektroden vorkommen. Diese Wörter sind protonation und Deprotonierung analog, aber sie sind von Chemikern nicht weit angenommen worden.

Das Oxidieren und das Reduzieren von Agenten

In Redox-Prozessen überträgt der reductant Elektronen dem oxidant. So, in der Reaktion, dem reductant oder abnehmenden Reagenz verliert Elektronen und, wird und der oxidant oder die Oxidieren-Reagenz-Gewinn-Elektronen oxidiert und wird reduziert. Das Paar eines Oxidierens und des Reduzierens von Reagenz, die an einer besonderen Reaktion beteiligt werden, wird ein redox Paar genannt. Ein Redox-Paar ist eine abnehmende Art und seine entsprechende oxidierte Form, z.B, Fe/Fe.

Oxydationsmittel

Wie man

sagt, sind Substanzen, die in der Lage sind, andere Substanzen zu oxidieren, oxidative oder das Oxidieren und sind als das Oxidieren von Agenten, oxidants, oder Oxydationsmitteln bekannt. D. h. der oxidant (Reagenz oxidierend), entfernt Elektronen von einer anderen Substanz; d. h. es oxidiert andere Substanzen, und wird so selbst reduziert. Und weil es Elektronen "akzeptiert", wird es auch einen Elektronenakzeptor genannt.

Oxidants sind gewöhnlich chemische Substanzen mit Elementen in hohen Oxydationsstaaten (z.B,), oder hoch electronegative Elemente (O, F, Colorado, Br), der Extraelektronen durch das Oxidieren einer anderen Substanz gewinnen kann.

Reduziermaschinen

Wie man

sagt, sind Substanzen, die in der Lage sind, andere Substanzen zu reduzieren, reduktiv oder abnehmend und sind als abnehmende Agenten, reductants, oder Reduziermaschinen bekannt. Der reductant (Reagenz reduzierend), überträgt Elektronen einer anderen Substanz; d. h. es reduziert andere, und wird so selbst oxidiert. Und weil es Elektronen "schenkt", wird es auch einen Elektronendonator genannt. Elektronendonatoren können sich auch formen klagen Übertragungskomplexe wegen Elektronenakzeptoren an.

Reductants in der Chemie sind sehr verschieden. Electropositive elementare Metalle, wie Lithium, Natrium, Magnesium, Eisen, Zink, und Aluminium, sind gute abnehmende Agenten. Diese Metalle schenken oder geben Elektronen sogleich weg. Übertragungsreagenzien von Hydride, wie NaBH und LiAlH, werden in der organischen Chemie in erster Linie in der Verminderung von Carbonyl-Zusammensetzungen zu alcohols weit verwendet. Eine andere Methode der Verminderung schließt den Gebrauch von Wasserstoffbenzin (H) mit einem Palladium, Platin oder Nickel-Katalysator ein. Diese katalytischen Verminderungen werden in erster Linie in der Verminderung von Kohlenstoff-Kohlenstoff doppelte oder dreifache Obligationen verwendet.

Standardelektrode-Potenziale (Verminderungspotenziale)

Jede Halbreaktion hat ein Standardelektrode-Potenzial (E), der dem potenziellen Unterschied (oder Stromspannung) (E) am Gleichgewicht unter Standardbedingungen einer elektrochemischen Zelle gleich ist, in der die Kathode-Reaktion die Halbreaktion betrachtet ist, und die Anode eine Standardwasserstoffelektrode ist, wo Wasserstoff oxidiert wird: ½ H  H + e.

Das Elektrode-Potenzial jeder Halbreaktion ist auch bekannt als sein Verminderungspotenzial E oder Potenzial, wenn die Halbreaktion an einer Kathode stattfindet. Das Verminderungspotenzial ist ein Maß der Tendenz des Oxidieren-Agenten, um reduziert zu werden. Sein Wert ist Null für H + e  ½ H definitionsgemäß, positiv, um Agenten zu oxidieren, die stärker sind als H (z.B, +2.866 V für F) und negativ sind, um Agenten zu oxidieren, die schwächer sind als H (z.B-0.763 V für Zn).

Für eine redox Reaktion, die in einer Zelle, der potenzielle Unterschied stattfindet

E = E - E

Historisch, jedoch, wurde das Potenzial der Reaktion an der Anode manchmal als ein Oxydationspotenzial, E = - E ausgedrückt.

Das Oxydationspotenzial ist ein Maß der Tendenz von abnehmendem Agenten, um oxidiert zu werden, aber vertritt das physische Potenzial bei einer Elektrode nicht. Mit dieser Notation wird die Zellstromspannungsgleichung mit einem Pluszeichen E = E + E geschrieben

Beispiele von redox Reaktionen

Ein gutes Beispiel ist die Reaktion zwischen Wasserstoff und Fluor, in dem Wasserstoff oxidiert wird und Fluor reduziert wird:

: +  2 HF

Wir können diese gesamte Reaktion als zwei Halbreaktionen schreiben:

die Oxydationsreaktion:

:  2 H + 2 e

und die Verminderungsreaktion:

: + 2 e  2 F

Das Analysieren jeder Halbreaktion in der Isolierung kann häufig den gesamten chemischen Prozess klarer machen. Weil es keine während einer redox Reaktion verantwortliche Nettoänderung gibt, muss die Zahl von Elektronen im Übermaß in der Oxydationsreaktion der Zahl gleichkommen, die durch die Verminderungsreaktion (wie gezeigt, oben) verbraucht ist.

Elemente, sogar in der molekularen Form, haben immer einen Oxydationsstaat der Null. In der ersten Halbreaktion wird Wasserstoff von einem Oxydationsstaat der Null zu einem Oxydationsstaat +1 oxidiert. In der zweiten Halbreaktion wird Fluor von einem Oxydationsstaat der Null zu einem Oxydationsstaat −1. reduziert

Wenn

man die Reaktionen zusammen hinzufügt, werden die Elektronen annulliert:

:

Und die Ionen verbinden sich, um Wasserstofffluorid zu bilden:

:2 H + 2 F  2 HF

Die gesamte Reaktion ist:

: +  2 HF

Versetzungsreaktionen

Redox kommt in einzelnen Versetzungsreaktionen oder Ersatz-Reaktionen vor. Der redox Bestandteil dieser Typen von Reaktionen ist die Änderung des Oxydationsstaates (Anklage) auf bestimmten Atomen, nicht der wirkliche Austausch von Atomen in den Zusammensetzungen.

Zum Beispiel, in der Reaktion zwischen Eisen und Kupfer (II) Sulfat-Lösung:

:Fe +  + Cu

Die ionische Gleichung für diese Reaktion ist:

:Fe + Cu  Fe + Cu

Als zwei Halbgleichungen wird es gesehen, dass das Eisen oxidiert wird:

:Fe  Fe + 2

Und das Kupfer wird reduziert:

:Cu + 2  Cu

Andere Beispiele

• Die Oxydation von Eisen (II) um (III) durch Wasserstoffperoxid in Gegenwart von einer Säure zu bügeln:

:: Fe  Fe + e

:: HO + 2 e  2 OH

: Gesamte Gleichung:

:: 2 Fe + HO + 2 H  2 Fe + 2 HO

• Die Verminderung des Nitrats zum Stickstoff in Gegenwart von einer Säure (Entstickung):

:: 2 NICHT + 10 e + 12 H  N + 6 HO

• Die Oxydation von elementarem Eisen um (III) Oxyd durch Sauerstoff (allgemein bekannt als das Verrosten zu bügeln, das der Trübung ähnlich ist):

:: 4 Fe + 3 O  2 FeO

• Das Verbrennen von Kohlenwasserstoffen, solcher als in einem inneren Verbrennungsmotor, der Wasser, Kohlendioxyd, einige teilweise oxidierte Formen wie Kohlenmonoxid und Hitzeenergie erzeugt. Die ganze Oxydation von Materialien, die Kohlenstoff enthalten, erzeugt Kohlendioxyd.
• In der organischen Chemie erzeugt die schrittweise Oxydation eines Kohlenwasserstoffs durch Sauerstoff Wasser und, nacheinander, ein Alkohol, ein Aldehyd oder ein ketone, eine carboxylic Säure, und dann ein Peroxyd.

Reaktionen von Redox in der Industrie

Der primäre Prozess, Erz zu reduzieren, um Metalle zu erzeugen, wird im Artikel über die Verhüttung besprochen.

Oxydation wird in einem großen Angebot an Industrien solcher als in der Produktion und dem Oxidieren-Ammoniak verwendet, um Stickstoffsäure zu erzeugen, die in den meisten Düngern verwendet wird.

Reaktionen von Redox sind das Fundament von elektrochemischen Zellen.

Der Prozess, Gebrauch redox Reaktionen zu elektroplattieren, Gegenstände mit einer dünnen Schicht eines Materials, als in galvanischen verchromten Automobilteilen, Silberüberzug-Besteck und vergoldeten Schmucksachen anzustreichen.

Die Produktion von CDs hängt von einer redox Reaktion ab, die die Scheibe mit einer dünnen Schicht des Metallfilms anstreicht.

Reaktionen von Redox in der Biologie

Viele wichtige biologische Prozesse sind mit redox Reaktionen verbunden.

Zellatmung ist zum Beispiel die Oxydation von Traubenzucker (CHO) zu CO und der Verminderung von Sauerstoff zu Wasser. Die zusammenfassende Gleichung für die Zellatmung ist:

:CHO + 6 O  6 CO + 6 HO

Der Prozess der Zellatmung hängt auch schwer von der Verminderung von NAD zu NADH und der Rückreaktion (die Oxydation von NADH zu NAD) ab. Fotosynthese und Zellatmung sind ergänzend, aber Fotosynthese ist nicht die Rückseite der redox Reaktion in der Zellatmung:

: 6 CO + 6 HO + leichte Energie  CHO + 6 O

Biologische Energie wird oft versorgt und mittels redox Reaktionen veröffentlicht. Fotosynthese schließt die Verminderung des Kohlendioxyds in Zucker und die Oxydation von Wasser in molekularen Sauerstoff ein. Die Rückreaktion, Atmung, oxidiert Zucker, um Kohlendioxyd und Wasser zu erzeugen. Als Zwischenstufen werden die reduzierten Kohlenstoff-Zusammensetzungen verwendet, um Nicotinamide-Adenin dinucleotide (NAD) zu reduzieren, das dann zur Entwicklung eines Protonenanstiegs beiträgt, der die Synthese von Adenosin triphosphate (ATP) steuert und durch die Verminderung von Sauerstoff aufrechterhalten wird.

In Tierzellen führen mitochondria ähnliche Funktionen durch. Sieh potenziellen Membranenartikel.

Freie radikale Reaktionen sind redox Reaktionen, die als ein Teil von homeostasis und Tötung von Kleinstlebewesen vorkommen, wo sich ein Elektron von einem Molekül löst und dann fast sofort wiederanhaftet. Freie Radikale sind ein Teil von redox Molekülen und können schädlich für den menschlichen Körper werden, wenn sie dem redox Molekül oder einem Antioxidationsmittel nicht wiederanhaften. Unbefriedigte freie Radikale können die Veränderung von Zellen spornen, auf die sie stoßen und so Ursachen des Krebses sind.

Der Begriff redox Staat wird häufig gebraucht, um das Gleichgewicht von NAD/NADH und NADP/NADPH in einem biologischen System wie eine Zelle oder Organ zu beschreiben. Der Redox-Staat wird im Gleichgewicht von mehreren Sätzen von metabolites widerspiegelt (z.B, Laktat und pyruvate, Beta-hydroxybutyrate und acetoacetate), wessen Zwischenkonvertierung von diesen Verhältnissen abhängig ist. Ein anomaler Redox-Staat kann sich in einer Vielfalt von schädlichen Situationen, wie Hypoxie, Stoß und Sepsis entwickeln. Nachrichtenübermittlung von Redox ist mit der Kontrolle von Zellprozessen durch Redox-Prozesse verbunden.

Proteine von Redox und ihre Gene müssen co-located für die redox Regulierung gemäß der Hypothese von CoRR für die Funktion der DNA in mitochondria und Chloroplasten sein.

Das Radfahren von Redox

Ein großes Angebot an aromatischen Zusammensetzungen wird enzymatisch reduziert, um freie Radikale zu bilden, die ein mehr Elektron enthalten als ihre Elternteilzusammensetzungen. Im Allgemeinen ist der Elektronendonator einige eines großen Angebotes an flavoenzymes und ihrem coenzymes. Einmal gebildet diese Anion reduzieren freie Radikale molekularen Sauerstoff auf Superoxyd, und regenerieren die unveränderte Elternteilzusammensetzung. Die Nettoreaktion ist die Oxydation des coenzymes des flavoenzyme und die Verminderung von molekularem Sauerstoff, um Superoxyd zu bilden. Dieses katalytische Verhalten ist als sinnloser Zyklus oder das Redox-Radfahren beschrieben worden.

Beispiele von redox Radfahren veranlassenden Molekülen sind das Herbizid paraquat und anderer viologens und die Chinon wie menadione.

Reaktionen von Redox in der Geologie

In der Geologie ist redox sowohl für die Bildung von Mineralen, Mobilmachung von Mineralen, als auch in einigen depositional Umgebungen wichtig. Im Allgemeinen kann der redox Staat von den meisten Felsen in der Farbe des Felsens gesehen werden. Rot wird mit dem Oxidieren von Bedingungen der Bildung vereinigt, und grün wird normalerweise mit abnehmenden Bedingungen vereinigt. Weiß (gebleichter Felsen) kann auch mit abnehmenden Bedingungen vereinigt werden. Berühmte Beispiele von redox Bedingungen, die geologische Prozesse betreffen, schließen Uran-Ablagerungen und Marmore von Moqui ein.

Das Ausgleichen redox Reaktionen

Das Beschreiben der gesamten elektrochemischen Reaktion für einen Redox-Prozess verlangt ein Ausgleichen der Teilhalbreaktionen für die Oxydation und die Verminderung. Im Allgemeinen, für Reaktionen in der wässrigen Lösung, schließt das das Hinzufügen H, Oh, HO und die Elektronen ein, um die Oxydationsänderungen zu ersetzen.

Medien von Acidic

In acidic Medien werden Ionen und Wasser zur Hälfte von Reaktionen hinzugefügt, die gesamte Reaktion zu erwägen.

Zum Beispiel, wenn Mangan (II) mit Natrium bismuthate reagiert:

:

Die Reaktion wird durch das Schuppen der zwei Halbzellreaktionen erwogen, dieselbe Zahl von Elektronen einzuschließen (die Oxydationsreaktion mit der Zahl von Elektronen im Verminderungsschritt und umgekehrt multiplizierend):

:8 (l) + 2 (aq)  2 (aq) + 16 (aq) + 10

:10 + 30 + 5 (s)  5 (aq) + 15 (l)

Das Hinzufügen dieser zwei Reaktionen beseitigt die Elektronbegriffe und gibt die erwogene Reaktion nach:

:14 (aq) + 2 (aq) + 5 (s)  7 (l) + 2 (aq) + 5 (aq) + 5 (aq)

Grundlegende Medien

In grundlegenden Medien OH werden Ionen und Wasser zur Hälfte von Reaktionen hinzugefügt, die gesamte Reaktion zu erwägen.

Zum Beispiel, in der Reaktion zwischen Kalium-Permanganat und Natriumssulfit:

:

Das Ausgleichen der Zahl von Elektronen in den zwei Halbzellreaktionen gibt:

:6 + 4 + 2  2 + 8 OH

:6 OH + 3  3 + 3 + 6

Das Hinzufügen dieser zwei Halbzellreaktionen gibt zusammen die erwogene Gleichung:

:2 + 3 +  2 + 3 + 2 KOH

Hilfsmittel

Die an redox beteiligten Schlüsselbegriffe sind häufig Studenten verwirrend. Zum Beispiel verliert ein Element, das oxidiert wird, Elektronen; jedoch wird dieses Element den abnehmenden Agenten genannt. Ebenfalls, ein Element, das Gewinn-Elektronen reduziert wird und den Oxidieren-Agenten genannt wird. Akronyme oder Gedächtniskunst werden allgemein verwendet, um zu helfen, sich zu erinnern, was geschieht:

• "LÖWE der Löwe sagt GER" — Verlust von Elektronen, ist Oxydation, der Gewinn von Elektronen ist die Verminderung.
• "LEORA sagt GEROA" — der Verlust von Elektronen ist Oxydation (Reagenz Reduzierend), und der Gewinn von Elektronen wird (das Oxidieren von Reagenz) Reduziert.
• "BOHRTURM" — Oxydation Ist Verlust von Elektronen, die Verminderung Ist Gewinn von Elektronen.

Siehe auch

• Bessemer bearbeiten
• Bioremediation
• Zyklus von Calvin
• Chemische Gleichung
• Chemisches sich schlingendes Verbrennen
• Saurer Zitronenzyklus
• Elektrochemische Zelle
• Elektrochemische Reihe
• Elektrochemie
• Elektrolyse
• Gleichwertiger Elektron-
• Elektrontransportkette
• Galvanische Zelle
• Hydrogenation
• Membranenpotenzial
• Organische redox Reaktion
• Hinzufügung von Oxidative und reduktive Beseitigung
• Oxidative phosphorylation
• Teilweise Oxydation
• Pro-oxidant
• Reduziertes Benzin
• Abnehmendes Reagenz
• Verminderungspotenzial
• Thermische Reaktion
• Abstraktion von Nucleophilic
• Transmetalation
• Schüring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (Redakteure) (1999). Redox: Grundlagen, Prozesse und Anwendungen, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 Internationale Seiten-Standardbuchnummer 978-3-540-66528-1 (pdf 3,6 Mb)

Links

• Chemischer Gleichungsbalancer - Eine offene Quelle chemische Gleichung balancer, der redox Reaktionen behandelt.
• Video - Synthese von Kupfer (II) Azetat am 20. Febr 2009
• Reaktionsrechenmaschine von Redox
• Reaktionen von Redox an Chemguide
• Redox Online-Reaktionsgleichung balancer, Gleichgewicht-Gleichungen jeder Halbzelle und voller Reaktionen