4.10: Oxidations-Reduktions-Reaktionen

Oxidations-Reduktions-Reaktionen

Die Erdatmosphäre enthält etwa 20 % molekularen Sauerstoff, O₂, ein chemisch reaktives Gas, das eine wesentliche Rolle im Stoffwechsel aerober Organismen und in vielen Umweltprozessen spielt, die die Welt prägen. Der Begriff Oxidation wurde ursprünglich zur Beschreibung chemischer Reaktionen unter Beteiligung von O₂ verwendet, seine Bedeutung hat sich jedoch dahingehend weiterentwickelt, dass er sich auf eine breite und wichtige Reaktionsklasse bezieht, die als Oxidations-Reduktionsreaktionen (Redoxreaktionen) bekannt ist.

Einige Redoxreaktionen beinhalten die Übertragung von Elektronen zwischen Reaktantenspezies, um ionische Produkte zu ergeben, wie beispielsweise die Reaktion zwischen Natrium und Chlor, um Natriumchlorid zu ergeben:

Es ist hilfreich, den Prozess im Hinblick auf jeden einzelnen Reaktanten zu betrachten, das heißt, das Schicksal jedes Reaktanten in Form einer Gleichung darzustellen, die als Halbreaktion bezeichnet wird:

Diese Gleichungen zeigen, dass Na-Atome Elektronen verlieren, während Cl-Atome (im Cl₂-Molekül) Elektronen gewinnen, wobei die Indizes „s“ für die resultierenden Ionen bedeuten, dass sie in Form einer festen ionischen Verbindung vorliegen. Bei Redoxreaktionen dieser Art bestimmen der Verlust und die Gewinnung von Elektronen die komplementären Prozesse, die ablaufen:

Oxidation = Verlust von Elektronen

Reduktion = Elektronengewinn

Bei dieser Reaktion wird Natrium oxidiert und Chlor reduziert. Aus einer aktiveren Perspektive betrachtet fungiert Natrium als Reduktionsmittel (Reduktionsmittel), da es Elektronen an Chlor abgibt (oder es reduziert). Ebenso fungiert Chlor als Oxidationsmittel (Oxidationsmittel), da es Natrium effektiv Elektronen entzieht (oxidiert).

Reduktionsmittel = Spezies, die oxidiert wird

Oxidationsmittel = Spezies, die reduziert wird

Im Allgemeinen gewinnt ein Oxidationsmittel ein Elektron vom Reduktionsmittel und wird selbst reduziert. Die Ladung eines Oxidationsmittels wird negativer. Ebenso gibt ein Reduktionsmittel ein Elektron an das Oxidationsmittel ab und wird selbst oxidiert. Die Ladung eines Reduktionsmittels wird positiver.

Bei einigen Redoxprozessen kommt es jedoch nicht zur Übertragung von Elektronen. Betrachten Sie zum Beispiel eine ähnliche Reaktion wie die, bei der NaCl entsteht:

Das Produkt dieser Reaktion ist eine kovalente Verbindung, sodass die Übertragung von Elektronen im expliziten Sinne nicht beteiligt ist. Um die Ähnlichkeit dieser Reaktion mit der vorherigen zu verdeutlichen und eine eindeutige Definition von Redoxreaktionen zu ermöglichen, wurde eine Eigenschaft namens Oxidationszahl definiert.

Dieser Text wurde angepasst von Openstax, Chemistry 2e, Section 4.2: Classifying Chemical Reactions.

Bestimmte Prozesse, die lebenswichtig sind, einschließlich Photosynthese, Verbrennung und Korrosion, fallen in die Klasse der Reaktionen, die Oxidations-Reduktion, oder Redoxreaktionen, genannt werden. Redoxreaktionen bestehen aus zwei gleichzeitigen Prozessen:Oxidation und Reduktion. Der Begriff Oxidation bedeutet eine Zunahme in der Oxidationszahl, die dem Verlust von Elektronen entspricht, während Reduktion eine Abnahme der Oxidationszahl bedeutet, die einer Zunahme von Elektronen entspricht.

Um sich an die Rolle der Elektronen zu erinnern, verwenden Sie das Akronym OV RG, was für:Oxidation verliert"Reduktion gewinnt"steht. Oxidation und Reduktion sind komplementäre Prozesse. In einer Redoxreaktion zwischen zwei Reaktanten, verliert ein Reaktant Elektronen und oxidiert, während der andere Reaktant Elektronen gewinnt und reduziert wird.

Betrachten wir die Oxidations-Reduktionsreaktion zwischen Kalium einem Alkalimetall und Chlor, einem Nichtmetall. Das neutrale Kaliumatom verliert ein Elektron, um ein Kalium-Ion zu werden. Kalium oxidiert, und seine Ladung steigt von Null im neutralen Atom auf 1+im Kation an.

Das neutrale Chloratom erhält ein Elektron und wird zu einem Chlorid-Ion. Chlor wird reduziert, und seine Ladung nimmt von Null im neutralen Atom auf 1-im Anion ab. Da Kalium ein Elektron spendet, ist es das Reduktionsmittel, oder Reduktans.

Chlor nimmt das Elektron auf, es ist also das Oxidationsmittel, oder ein Oxidans. Der Redox-Prozess führt zur Bildung von Kaliumchlorid. Im Allgemeinen gilt, dass bei Redoxreaktionen zwischen Alkali oder Erdalkalimetalle und Nichtmetalle, wird das Metall oxidiert und das Nichtmetall zu einer ionischen Verbindung durch vollständigen Elektronentransfer reduziert.

Dies trifft auch häufig auf Reaktionen zwischen anderen Metallen zu, oder auch Metalloide und Nichtmetalle, aber nicht immer. Ein weiteres Beispiel für einen Redox-Prozess ist die Bildung von gasförmigem Chlorwasserstoff. Hier sind beide Reaktanten Wasserstoff und Chlor Nichtmetalle, so dass es keine vollständige Übertragung von Elektronen stattfindet.

Stattdessen teilt sich der Wasserstoff ein Elektron mit dem Chlor in einem teilweisen oder formalen Elektronentransfer. Somit wird bei der Bildung von Chlorwasserstoff, Wasserstoff oxidiert und erhält so eine teilweise positive Ladung, während Chlor reduziert wird und eine teilweise negative Ladung erhält. Da sowohl Oxidations-als auch Reduktionsprozesse stattfinden, ist dies eine Redoxreaktion.

Im Allgemeinen, beinhalten Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen einen teilweisen Elektronentransfer zwischen Elementen, um eine kovalente Verbindung zu bilden.