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Chemie 
EIN redox Reaktion ist ein Reaktion zwischen Atomen, Molekülen und/oder Ionen, wobei Elektronen werden ausgetauscht (Elektronentransfer). Der Begriff Redox ist eine Kombination der Konzepte die Ermäßigung und Oxidation. Diese Art von Reaktion wird oft verwendet in Batterien und Batterien. Ebenfalls rosten ist eine Redoxreaktion, nämlich die Oxidation aus Eisen.
Reaktionsmechanismus
In einer Redoxreaktion, a Reduzierstück (Elektronendonor) und a Oxidationsmittel (Elektronenakzeptor) beteiligt. Dies können alle Arten von Partikeln sein, beides Ionen wenn Moleküle. Es können zwei sein halbe Reaktionen aufgebaut werden, nämlich der Verlust von Elektronen durch den Reduktor (Oxidation) und die Aufnahme von Elektronen durch den Oxidator (Reduktion). Solange Reduktionsmittel und Oxidationsmittel leitend verbunden sind und ein Elektrolyt für den Ionentransport zur Verfügung steht, kann die Reaktion ablaufen. Oxidator und Reduktionsmittel müssen daher nicht in direktem Kontakt miteinander stehen.
Ein Reduktionsmittel kann mit allen Oxidationsmitteln stärker reagieren als sein konjugiertes Oxidationsmittel. Umgekehrt kann ein Oxidationsmittel mit allen Reduktionsmitteln reagieren, die stärker sind als sein Konjugat-Reduktionsmittel.
Eine Redoxreaktion wird beschrieben als absteigend betrachtet, da die Elektrodenpotential des Oxidationsmittels ist 0,3 Volt oder mehr höher als die des Reduktionsmittels. Wenn die Differenz zwischen 0,3 und -0,3 Volt liegt, ist a Balance in und wenn das Elektrodenpotential des Oxidationsmittels um 0,3 oder mehr Volt niedriger als das des Reduktionsmittels ist, wird die Reaktion als nicht fortschreitend bezeichnet.
Sind die Konzentrationen der homogen verteilten Reaktanten alle gleich 1 mol L−1 (und zusätzlich T=298K und p=p0), dann ist das Elektrodenpotential gleich dem Standardelektrodenpotential.
Das Elektrodenpotential ist ein Maß für die thermodynamisch treibende Kraft von a halbe Reaktion und sagt nichts über die Geschwindigkeit aus (Kinetik) der Halbreaktion. Beispielsweise kann das Oxidationsmittelpotential um mehr als 0,3 Volt höher sein als das Reduktionsmittelpotential und die Reaktion läuft noch kaum ab.
Allgemeine Form der Redoxgleichung
Eine Redoxreaktion lässt sich allgemein wie folgt darstellen:
- Reduktion → Reaktionsprodukt e− (Oxidation)
- Oxidationsmittel e− → Reaktionsprodukt (Reduktion)
Beispiele
Beispiel 1
Betrachten Sie die Redoxreaktion zwischen Fe(s) und Cu2 :
- Fe(s) Stichwort2 → Fe2 Stichwort(s)
Hiermit, Eisen, das Reduktionsmittel, oxidiert und positiv Kupferion, das Oxidationsmittel, wird reduziert. Die Halbreaktionen sind die folgenden:
Fe(s) → Fe2 2 e− (Oxidationsreaktion) Stichwort2 2 e− → Cu(s) (Reduktionsreaktion)
Beispiel 2
Betrachten Sie die Redoxreaktion zwischen Kobalt (Co(s)) und Salpetersäure (HNO3(wässrig))
- Co(s) 2HNO3(wässrig) → Co(NEIN3)2(wässrig) huh2Ö(l)
Hiermit, Kobalt, das Reduktionsmittel, oxidiert und negativ Nitrat-Ion, das Oxidationsmittel, reduziert zu Stickoxid. Die Halbreaktionen, ausgearbeitet nach der Methode der Halbreaktionen (siehe unten), sind die folgenden:
Co(s) → Co2 2 e− (Oxidationsreaktion - Reduktionsmittel) NEIN3− 4 Stunden 3 e− → NO 2 H2Ö (Reduktionsreaktion - Oxidationsmittel)
Um die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen abzugleichen, multiplizieren Sie die Oxidationsreaktion mit 3 und die Reduktionsreaktion mit 2. Die Addition der 2 Halbreaktionen ergibt folgendes Ergebnis:
- 3 Co(s) 8 Stunden 2 NEIN3− → 3 Co2 2 NEIN 4 H2Ö
Um der ursprünglichen Reaktion zu entsprechen, müssen auf beiden Seiten 6 weitere Nitrationen zugegeben werden (diese nahmen nicht an der Redoxreaktion teil und mussten daher auch nicht in den Halbreaktionen verarbeitet werden):
- 3 Co(s) 8 Stunden 2 NEIN3−6 NEIN3− → 3 Co2 2 NEIN 4 H2Ö 6 NEIN3−
Wenn die Reaktion nun vereinfacht wird, erhalten wir die ursprüngliche Reaktionsgleichung, aber jetzt stöchiometrisch ausgewogen:
- 3 Co(s) 8 HNO3(wässrig) → 3 Co(NO3)2(wässrig) 2 NEIN(G) 4 Stunden2Ö(l)
Biologische Redoxreaktionen
Im Lebensprozesse in dem Zellen von Organismen Energie wird gespeichert und durch Redoxreaktionen umgewandelt. Zum Beispiel produziert der Stoffwechsel in der Zelle „Reduktionskraft“ in Form von NADPH und NADH, das dann zur Energieerzeugung genutzt werden kann (NADH ADP H3Bestellung4 → NAD ATP) oder direkt in der Biosynthese (NADPH → NADP, beispielsweise Fettsäuresynthese). Der Stoffwechsel basiert weitgehend auf solchen Redoxreaktionen.
Ist bei der Energiegewinnung für NADH kein oder zu wenig Sauerstoff im Elektronentransportkette wieder zu NAD . oxidiert werden, tritt ein Fermentation auf. Ein Beispiel dafür ist die Herstellung von Milchsäure aus Glukose bei intensiver Muskelaktivität.
Während Photosynthese wird CO2 reduziert auf Glucose, und zu Sauerstoff oxidiertes Wasser (O2). In den photosynthetischen Zwischenschritten wird Nicotinamidadenindinukleotidphosphat (NADP) wird reduziert, so dass a Wasserstoffion-Gradient die die ATP-Synthese anregt. Die Energie für diese Reaktion macht es autotroph Organismus aus Sonnenlicht.
Notieren Sie die Redoxreaktionsgleichung
Das Schreiben der Gleichung einer Redoxreaktion geht so (Methode der Halbreaktionen):
- Schreiben Sie die Gleichung für den Elektronentransfer durch den Reduktor auf und stellen Sie sicher, dass sie übereinstimmt.
- Machen Sie dasselbe mit der Aufnahme der Elektronen durch das Oxidationsmittel, diese beiden Reaktionen sind die Halbreaktionen;
- Aufbau der beiden Halbreaktionen, wobei darauf zu achten ist, dass genauso viele Elektronen aufgenommen wie verloren gehen. Nach der Addition gibt es vor der Reaktion genauso viele Elektronen wie nach der Reaktion, so dass sie sich gegenseitig aufheben; informell wird dies als "gegeneinander durchstreichen" bezeichnet.
Ein Beispiel
Cl−Ionen reagieren mit Cr2Ö72− (Dichromat) im Acid Umgebung zu Chlorgas (Cl2) und Cr3 -Ionen.
| Oxidationsreaktion | 3 × (2 Cl− → Cl2 2 e−) |
| Reduktionsreaktion | 1 × (Cr2Ö72− 14 Stunden 6 e− → 2 Cr3 7 Stunden2Ö) |
| Gesamtantwort | 6 Cl−(wässrig) Cr2Ö72−(wässrig) 14 Stunden(wässrig) → 3 Cl2(G) 2 Cr3 (wässrig) 7 Stunden2Ö(l) |