Redox-Reaktionen

Redox, die Abkürzung für Reduktions-Oxidation, ist eine Art chemischer Reaktion, die durch den Nettotransfer von Elektronen klassifiziert wird. Bei dieser Reaktion verliert ein Molekül Elektronen, was als Oxidation bezeichnet wird, und das andere Molekül gewinnt Elektronen, was als Reduktion bezeichnet wird.

Um Ihnen bei der Unterscheidung zu helfen, denken Sie an den Ausdruck "OIL-RIG", der für "Oxidation ist Verlieren, Reduzieren ist Gewinnen" steht. Das oxidierte Molekül wird als Reduktionsmittel bezeichnet, da es den anderen Reaktanten reduziert. In ähnlicher Weise wird das Molekül, das reduziert wird, als Oxidationsmittel bezeichnet, da es das andere Molekül oxidiert.

Nachdem wir nun die Terminologie geklärt haben, schauen wir uns ein Beispiel für eine Redoxreaktion an, die Bildung des Minerals Magnesiumoxid. Während der Reaktion verliert jedes Magnesiumatom zwei Elektronen. Dadurch wird Magnesium oxidiert. Jedes Sauerstoffatom gewinnt zwei Elektronen; Dadurch wird Sauerstoff reduziert.

Allerdings sind nicht alle Reaktionen Redoxreaktionen. So ist beispielsweise die Reaktion von Calciumoxid mit Kohlendioxid zu Calciumcarbonat keine Redoxreaktion. Wie können wir also eine Redoxreaktion identifizieren?

Zu diesem Zweck verfolgen wir die Oxidationszahl jedes Elements auf dem Weg vom Reaktanten zum Produkt. Die Oxidationszahl ist die hypothetische Ladung, die ein Atom hätte, wenn seine Bindungen zu verschiedenen Elementen ionisch wären, was bedeutet, dass die Elektronen dem elektronegativeren Atom zugeordnet werden. Die Summe der Oxidationszahlen in einem Molekül entspricht seiner Gesamtladung.

Schauen wir zurück auf Magnesiumoxid. Da es sich um eine neutrale Verbindung handelt, ist die Summe der Oxidationszahlen für Magnesium und Sauerstoff gleich Null. Magnesium kann zwei Elektronen ergeben, so dass seine Oxidationszahl plus zwei ist. Sauerstoff kann zwei Elektronen aufnehmen, so dass seine Oxidationszahl minus zwei beträgt.

Wie sieht es mit der Reaktion aus? Reine neutrale elementare Verbindungen haben eine Oxidationszahl von Null. Sowohl Magnesium als auch Sauerstoff beginnen also mit Oxidationszahlen von Null. Sowohl die Oxidationszahlen von Magnesium als auch von Sauerstoff änderten sich während der Reaktion, so dass es sich um eine Redoxreaktion handelt.

Schauen wir uns nun die Kalziumkarbonat-Reaktion an, die wir vorhin gesehen haben. Beide Reaktanten sind neutral, so dass die Summe der Oxidationszahlen für beide Verbindungen Null ist. Wie wir bei Magnesiumoxid gesehen haben, hat Kalzium eine Oxidationszahl von plus zwei und Sauerstoff minus zwei. Dann hat der Kohlenstoff im Kohlendioxidmolekül eine Oxidationszahl von plus vier und jeder Sauerstoff minus zwei.

Wie sieht es mit dem Produkt aus? Kalzium ist plus zwei und Kohlenstoff plus vier, genau wie in den Reaktanten. Jeder Sauerstoff ist minus zwei, insgesamt minus sechs, wobei die Nettooxidationszahl Null ist. Da sich keine der Oxidationszahlen geändert hat, handelt es sich nicht um eine Redoxreaktion.

Lassen Sie uns nun die vier Arten von Redoxreaktionen vorstellen. Die erste ist eine einzelne Verschiebungsreaktion, bei der ein Atom ein anderes verdrängt. Sie werden dies in einer Thermitreaktion sehen, bei der ein Metall reduziert und das andere Metall oxidiert wird.

Die nächste Art ist eine Verbrennungsreaktion, die zwischen einem Brennstoff und einem Oxidationsmittel stattfindet, um oxidierte Produkte und Wärme zu bilden. Das sieht man im Labor bei der Verbrennung von Methan mit Sauerstoff bei der Verwendung eines Bunsenbrenners.

Die dritte ist eine Synthesereaktion, bei der sich zwei Reaktanten zu einem Produkt verbinden, wie bei der Synthese von Ammoniak, bei der Stickstoff mit Wasserstoff zu Ammoniak kombiniert wird.

Die vierte Art schließlich ist eine Zersetzungsreaktion, bei der ein Reaktant genügend Energie absorbiert, um seine Bindungen aufzubrechen und kleinere Verbindungen zu bilden. So verhält es sich auch mit Feuerwerken, bei denen Kaliumchlorat nach dem Erhitzen zu Kaliumchlorid und Sauerstoff zerfällt.

In diesem Lab führen Sie verschiedene Arten von Redoxreaktionen durch und identifizieren sie, die festes Kupfer in Kupferoxid und dann wieder zurück in festes Kupfer umwandeln.