Oxidatioun a Reduktioun
Redoxreaktioune beschreiwen Ännerunge vun Oxidatiounszuelen an Elektronentransfer. Déi sécherst Method ass z’identifizéieren, wat oxidéiert a wat reduzéiert gëtt, an dono gläichzäiteg Mass- a Ladungskonservatioun ze kontrolléieren.
Oxidatioun a Reduktioun geschéien ëmmer zesummen
Oxidatioun bedeit eng Erhéijung vun der Oxidatiounszuel; a ville einfache Reaktiounen entsprécht dat engem Verloscht vun Elektronen. Reduktioun bedeit eng Ofsenkung vun der Oxidatiounszuel an dacks eng Opnam vun Elektronen. Wann eng Spezies Elektronen ofgëtt, muss en aneren Deel vum System se ophuelen.
Bei Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu geet Zénk vun 0 op +2 a gëtt oxidéiert; Koffer geet vun +2 op 0 a gëtt reduzéiert. Zn ass d’Reduktiounsmëttel, well et Cu²⁺ reduzéiert; Cu²⁺ ass d’Oxidatiounsmëttel.
Oxidatiounszuele sinn eng nëtzlech Comptabilitéit
Bei enger elementarer Substanz ass d’Oxidatiounszuel 0. Bei engem eenatomegen Ion entsprécht si der Ionenladung. Sauerstoff ass meeschtens −2, mat Ausname wéi Peroxiden; Waasserstoff ass meeschtens +1 bei Netmetaller a kann −1 a Metallhydriden hunn. D’Summ vun den Oxidatiounszuele muss, mat der Unzuel vun den Atomer gerechent, d’Gesamtladung erginn.
Dës Zuele sinn net direkt gemooss Atomladungen. Si sinn eng formell Elektrone-Comptabilitéit, mat där Redoxännerunge verfollegt ginn.
Ausgläiche mat Hallefreaktioune konservéiert Atomer a Ladung
An saierem Medium
Trennt Oxidatioun a Reduktioun. Gläicht als éischt all Atomer ausser O an H aus, duerno O mat H₂O, H mat H⁺ an zum Schluss d’Ladung mat e⁻. Multiplizéiert d’Hallefreaktiounen esou, datt déiselwecht Zuel vun Elektronen optrëtt, a summéiert se.
An baseschem Medium
Eng sécher Method ass fir d’éischt wéi am saiere Medium auszegläichen an duerno op béide Säiten OH⁻ bäizesetzen, fir all H⁺ ze neutraliséieren. H₂O gëtt gekierzt, an Atomer a Ladung ginn nach eng Kéier kontrolléiert.
Redox brauch keng sichtbar fräi Elektronen
An CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O stinn keng fräi Elektronen an der Molekülgläichung, mee d’Oxidatiounszuele weisen d’Ëmverdeelung: Kuelestoff geet vun −4 op +4 a gëtt oxidéiert; Sauerstoff geet vun 0 op −2 a gëtt reduzéiert.
Bei enger Disproportionéierung gëtt déiselwecht Spezies gläichzäiteg oxidéiert a reduzéiert. Bei enger Komproportionéierung reagéieren zwou verschidden Oxidatiounsstufe vum selwechten Element zu enger mëttlerer Stuf.
Vun der Redoxchemie bei Elektrochemie a Korrosioun
Eng galvanesch Zell trennt déi zwou Hallefreaktioune räimlech a léisst Elektronen duerch en externe Circuit fléissen. Oxidatioun geschitt un der Anod a Reduktioun un der Kathod. D’Virzeeche vun den Elektroden hänke vum Zelltyp of, mee Anod/Oxidatioun a Kathod/Reduktioun bleiwen ëmmer zesummegebonnen.
Korrosioun ass dacks en elektrochemesche Prozess mat anodeschen a kathodesche Beräicher. D’Hallefreaktioune hëllefen ze verstoen, firwat Waasser, Sauerstoff, Elektrolyten an de Kontakt mat anere Metaller d’Korrosiounsquote verännere kënnen.
E komplett Hallefreaktiouns-Beispill am saiere Medium
Fir MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ ass d’Eisen-Hallefreaktioun Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Beim Permanganat gëtt O mat H₂O, H mat H⁺ an d’Ladung mat Elektronen ausgeglach:
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺
D’Schlusskontroll ass mechanesch: all Element zielen an d’Gesamtladung op béide Säite kontrolléieren. An der Gesamtgläichung mussen d’Elektrone komplett fortfalen.
Disproportionéierung a Comproportionéierung
Eng Spezies kann gläichzäiteg oxidéiert a reduzéiert ginn. Bei der Disproportionéierung deelt sech een Oxidatiounszoustand an e méi héijen an e méi niddregen op. Waasserstoffperoxid kann 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ maachen: Sauerstoff geet vun −1 deels op −2 an deels op 0.
De Géigentyp, bei deem zwou verschidden Oxidatiounsstufe sech zu enger mëttlerer Stuf vereenen, heescht Comproportionéierung.
Beispill am basesche Medium
Fir ClO⁻ → Cl⁻ kann een als éischt esou ausgläichen, wéi wann d’Medium saier wier: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Duerno kommen op béid Säiten 2OH⁻, H⁺ + OH⁻ gëtt zu H₂O an d’Waasser, dat op béide Säite steet, gëtt gekierzt:
ClO⁻ + H₂O + 2e⁻ → Cl⁻ + 2OH⁻
D’Method funktionéiert, well d’Konservatioun vun Atomer a Ladung an all Schrëtt erzwonge gëtt.
Elektronentransfer, fräi Energie a Geschwindegkeet
Eng ausgeglach Redoxgläichung seet, wéi vill Elektrone transferéiert ginn, mee net, ob d’Reaktioun spontan oder séier ass. D’Thermodynamik bestëmmt d’fräi-Energie-Udreiwung, d’Kinetik d’Geschwindegkeet.
An der Elektrochemie verbënnt ΔG = −nFE d’fräi Energie mam Zellpotential. Eng positiv Spannung vun enger galvanescher Zell entsprécht engem negative ΔG fir déi geschriwwe spontan Reaktioun ënner deene Bedéngungen.
Eng thermodynamesch favorabel Redoxreaktioun kann trotzdem lues sinn, wann Bindunge gebrach, Léisungsmëttel reorganiséiert oder aner Aktivéierungsbarrièren iwwerwonne musse ginn. E Katalysator ännert d’Vitess, net den ausgeglachene Elektronebilan.
Oxidatiounszuel heescht net ëmmer literal Elektronentransfer
Bei staark ionesche Reaktioune kann eng Ännerung vun der Oxidatiounszuel eng reell Elektroneniwwerdroung gutt beschreiwen. A kovalente Molekülle ass et dacks formell Comptabilitéit, bei där gedeelt Elektronepaare dem méi elektronegative Atom zougerechent ginn.
Wann de Kuelestoff am Methan formell vun −4 op +4 geet, heescht dat net, datt aacht lokaliséiert Elektrone physesch vum Kuelestoff op Sauerstoff sprangen. D’Oxidatiounszuel-Methode hält de Redoxbilan trotzdem korrekt fest.
Geléisten Übungen
Übung 1 — Bei Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu: wat ass d’Oxidatiounsmëttel?
Cu²⁺ ass d’Oxidatiounsmëttel. Et gëtt selwer vu +2 op 0 reduzéiert an hëlt d’Elektronen op, déi Zn ofgëtt.
Übung 2 — Wéi eng Oxidatiounszuel huet de Schwiefel am SO₄²⁻?
Véier O-Atomer droen normalerweis 4×(−2)=−8 bäi. Well d’Gesamtladung −2 ass, gëllt S−8=−2, also ass S=+6.
Übung 3 — Firwat kann eng Redoxgläichung mat richteger Atomzuel trotzdeem falsch sinn?
Well och d’elektresch Ladung konservéiert muss sinn. Bei der Hallefreaktiounsmethod ginn Elektrone benotzt, fir dës Ladungsbilanz virum Zesummesetzen korrekt ze maachen.