- Was ist die Reduzierung?
- Sauerstoffzahl
- Elektronegatives Atom
- Beispiele
- Reduktion der organischen Chemie
- Metallextraktion
- Verweise
Die Reduktion ist all diese chemische Reaktion, bei der die Atome eines der Reaktanten Elektronen gewinnen; Was auch so zu sehen ist: Ihre Vakanz oder Ihr elektronisches „Unbehagen“ wird reduziert. Ein Atom gewinnt Elektronen, wenn eine Spezies sie spendet; das heißt, es rostet.
Diese Art der Reaktion kann nicht von selbst ablaufen: Wenn eine Spezies die Elektronen akzeptiert, muss eine andere sie notwendigerweise aufgeben. Andernfalls würde Materie aus dem Nichts erzeugt und die Atome reduziert, nachdem Elektronen aus dem Vakuum gewonnen wurden. Daher handelt es sich um eine Redox-Halbreaktion (Reduktion / Oxidation).
Reduktion des Silberbaumes. Quelle: Gabriel Bolívar.
Ein anschauliches Beispiel für die Reduktion, die in Klassenzimmern gezeigt werden kann, ist die Reaktion zwischen einer metallischen Oberfläche von Kupfer und einer wässrigen Lösung von Silbernitrat, AgNO 3 .
In Lösung wird Silber als positiv geladene Ag + -Kationen gefunden . Diese entreißen durch Wechselwirkung mit der Oberfläche des Kupfers, der wie ein Weihnachtsbaum geformt ist, die Elektronen aus den Kupferatomen. In diesem Fall ersetzt Kupfer Silber im Nitratsalz. und als Ergebnis wird Kupfernitrat, Cu (NO 3 ) 2, gebildet .
Cu 2+ -Kationen zusammen mit NO 3 - die Lösung bläulich machen; und Silber, weiß den Weihnachtsbaum wie mit Schnee bedeckt.
Was ist die Reduzierung?
Bei der Reduktion wurde bereits gesagt, dass eine Spezies Elektronen gewinnt. Wie kann dies in einer chemischen Gleichung verifiziert werden? Woher wissen Sie beispielsweise in der Gleichung für die Reaktion zwischen Cu und AgNO 3 , wann die Reduktion auftritt? Um dies zu überprüfen, muss die Oxidationszahl oder der Oxidationszustand bestimmt werden.
Die Elemente in ihren natürlichen Zuständen haben per Definition einen Oxidationszustand gleich Null, da angenommen wird, dass sie weder Elektronen verloren noch gewonnen haben. Somit haben feste Metalle keine Oxidationsstufe. Somit geht Silber von +1 (Ag + ) auf 0 (Ag). Die Ladung eines Metallions entspricht seiner Oxidationsstufe.
Andererseits kamen die Elektronen aus Kupfer: von 0 (Cu) auf +2 (Cu 2+ ). Das Nitratanion NO 3 - bleibt unverändert, während beide Metalle Elektronen austauschen. Daher kann die Gleichung wie folgt geschrieben werden:
2Ag + + Cu => 2Ag + Cu 2+
Beachten Sie, dass sowohl die Ladungen als auch die Atome ausgeglichen sind.
Daraus besteht die chemische Reduktion: aus dem Gewinn von Elektronen, die die Oxidationsstufen der Atome weniger positiv machen als die der Elektronen.
Sauerstoffzahl
Sauerstoff ist ein sehr elektronegatives und oxidierendes Atom. Wenn ein Atom mit ihm Verbindungen bildet (wie Oxide), haben sie positive Oxidationsstufen. Je mehr Sauerstoff mit dem Atom wechselwirkt, desto positiver ist seine Oxidationsstufe. oder was gleich ist, ist rostiger.
Wenn eine Verbindung weniger Sauerstoffatome aufweist, wird sie daher als weniger oxidiert bezeichnet. Das Atom verliert weniger Elektronen.
Ein klassisches Beispiel ist Kohlenmonoxid und Kohlendioxid. Für CO hat Kohlenstoff eine Oxidationsstufe von +2; während für CO 2 seine Oxidationsstufe +4 beträgt.
Wenn also in einer Reaktion CO 2 in CO umgewandelt wird, spricht man von einer Reduktion; seitdem interagiert Kohlenstoff jetzt mit einem Sauerstoff und nicht mit zwei. Für die entgegengesetzte Reaktion, die Umwandlung von CO in CO 2 , spricht man von einer Oxidation von Kohlenstoff.
Dies gilt für alle Atome, insbesondere für Metalle in ihren Metalloxiden; Zum Beispiel CrO 2 (Cr 4+ ) und CrO 3 (Cr 6+ ).
In chemischen Gleichungen, in denen eine Spezies Sauerstoff verliert, während die andere Spezies ihn gewinnt, soll ein Sauerstofftransfer stattfinden.
Elektronegatives Atom
Sie können jederzeit feststellen, ob eine Verringerung aufgetreten ist, indem Sie die Oxidationsstufe auf einen weniger positiven Wert ändern. Wie gerade erklärt, besteht eine schnelle Möglichkeit, ohne zu rechnen, darin, zu beobachten, ob die Sauerstoffatome in einer Verbindung abnehmen.
Dasselbe kann mit jedem anderen Atom geschehen, das elektronegativer ist als das Atom, das Elektronen gewinnt oder verliert.
Wenn beispielsweise CF 4 so reagiert, dass es zu CH 4 wird , soll eine Reduktion stattgefunden haben; da Fluor viel elektronegativer ist als das Wasserstoffatom. Infolgedessen wird Kohlenstoff in CH 4 weniger oxidiert als in CF 4 , was der Aussage entspricht, dass er reduziert wurde.
Beispiele
Reduktion der organischen Chemie
Das Beispiel von CF 4 und CH 4 spiegelt wider, was bei organischen Reaktionen geschieht, bei denen die Reduktion der Teilladung eines Atoms als elektronischer Gewinn betrachtet wird. Dies gilt insbesondere für die Reduktion sauerstoffhaltiger funktioneller Gruppen.
Betrachten Sie beispielsweise die Gruppen ROH, RCHO und COOH. Der erste entspricht Alkoholen, bei denen Kohlenstoff an Sauerstoff (C-OH) bindet; Die zweite ist die Aldehydgruppe, in der Kohlenstoff eine Doppelbindung mit Sauerstoff bildet und auch an Wasserstoff gebunden ist (C = OH). und die dritte ist die Carboxylgruppe.
In der Carboxylgruppe bildet Kohlenstoff mit einem O eine Doppelbindung und mit einem anderen O eine Einfachbindung (HO-C = O).
Daher tritt eine Reduktion auf, wenn eine Carbonsäure in einen Alkohol umgewandelt wird:
RCOOH => ROH
Metallextraktion
Die chemische Reduktion ist äußerst wichtig bei der Gewinnung von Metallen aus ihren Mineralien. Einige der Reaktionen sind:
HgS + O 2 => Hg + SO 2
Quecksilbersulfid wird zu metallischem Quecksilber reduziert.
Cu 2 S + O 2 => 2 Cu + SO 2
Kupfersulfid wird zu metallischem Kupfer reduziert.
2ZnS + 3O 2 => 2ZnO + 2SO 2
ZnO + C => Zn + CO (beachten Sie die Übertragung von O)
Zinksulfid wird zuerst zu seinem Monoxid und dann zu seiner metallischen Form reduziert.
Fe 2 O 3 + 3CO => 2Fe + 3CO 2
Eisenoxid wird zu metallischem Eisen reduziert.
WO 3 + 3H 2 => W + 3H 2 O.
Und Wolframtrioxid wird zu metallischem Wolfram reduziert.
Als Übung kann die Oxidationszahl des Metalls bestimmt werden, bevor es reduziert wird.
Verweise
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