Cum să identificați o reacție Redox

Înainte de a învăța cum să identificați reacția Redox, trebuie să înțelegeți ce se înțelege prin reacția Redox. Reacțiile redox sunt considerate ca reacții de transfer de electroni. Este inclusă atât în ​​chimia organică, cât și în chimia anorganică. A primit numele său "Redox" deoarece o reacție redox constă într-o reacție de oxidare și o reacție de reducere. Determinarea numărului de oxidare este punctul cheie în identificarea unei reacții redox. Acest articol discută tipurile de reacții redox, oferind exemple pentru fiecare reacție redox, jumătate reacții într-o reacție redox și explică, de asemenea, regulile de determinare a numerelor de oxidare și variațiile numărului de oxidare. 

Ce este o reacție redox

Reacțiile de bază ale acidului sunt caracterizate printr-un proces de transfer de protoni, în mod similar reacțiile de oxidare-reducere sau reacția redox implică un proces de transfer de electroni. O reacție redox are două reacții pe jumătate, și anume reacția de oxidare și reacția de reducere. Reacția de oxidare implică pierderea electronilor, iar reacția de reducere implică acceptarea electronilor. Prin urmare, o reacție redox conține două specii, agentul de oxidare suferă reacția de jumătate de oxidare și agentul reducător suferă o jumătate de reacție reducătoare. Gradul de reducere a reacției redox este egal cu gradul de oxidare; adică numărul de electroni pierduți de agentul de oxidare este egal cu numărul de electroni acceptați de agentul reducător. Este un proces echilibrat în ceea ce privește schimbul de electroni.

Cum să identificați o reacție Redox

Găsiți numărul de oxidare:

Pentru a identifica o reacție redox, mai întâi trebuie să cunoaștem starea de oxidare a fiecărui element din reacție. Utilizăm următoarele reguli pentru a atribui numerele de oxidare.

• Elementele libere, care nu sunt combinate cu altele, au numărul de oxidare zero. Astfel, atomii din H₂, br₂, Na, Be, Ca, K, O₂ și P₄ au același număr de oxidare zero. 

• Pentru ionii care sunt compuși dintr-un singur atom (ioni monoatomici), numărul de oxidare este egal cu încărcarea pe ion. De exemplu:

N / A⁺, Li⁺ și K⁺ au numărul de oxidare +1.
F^-, eu^-, CI^- și Br^- au numărul de oxidare -1.
Ba²⁺, Ca²⁺, Fe²⁺ și Ni²⁺ au numărul de oxidare +2.
O^2- și S^2- au numărul de oxidare -2.
Al³⁺ și Fe³⁺ au numărul de oxidare +3.

• Cel mai obișnuit număr de oxigen de oxigen este -2 (O^2-: MgO, H₂O), dar în peroxidul de hidrogen este -1 (O2^2- : H₂O₂).

• Cel mai obișnuit număr de oxidare a hidrogenului este +1. Cu toate acestea, atunci când este legat la metalele din grupa I și grupa II, numărul de oxidare este -1 (LiH, NaH, CaH₂).
• Fluorul (F) prezintă numai -1 stare de oxidare în toți compușii săi, alți halogeni (Cl^-, br^- și eu^-) au atât numere de oxidare negative cât și pozitive.

• Într-o moleculă neutră, suma tuturor numerelor de oxidare este egală cu zero.

• Într-un ion policatomic, suma tuturor numerelor de oxidare este egală cu sarcina pe ion.

• Numerele de oxidare nu trebuie să fie doar numere întregi.

Exemplu: ion de superoxid (O2^2-) - Oxigenul are starea de oxidare -1/2.

Identificați reacția de oxidare și reacția de reducere:

Luați în considerare următoarea reacție.

2Ca + 02 (g) -> 2CaO (s)

Pasul 1: Determinați agentul de oxidare și agentul de reducere. Pentru aceasta, trebuie să identificăm numerele lor de oxidare.

2Ca + O₂(g) -> 2CaO (s)
0 0 (+2) (-2)

Ambii reactanți au numărul de oxidare zero. Calciul își crește starea de oxidare de la (0) -> (+2). Prin urmare, este agentul de oxidare. În schimb, în ​​oxigen, starea de oxidare scade de la (0) -> (-2). Prin urmare, oxigenul este agentul reducător.

Pasul 2: Scrie jumătate de reacții pentru oxidare și reducere. Folosim electroni pentru a echilibra încărcările în ambele părți.

Oxidarea: Ca (s) -> Ca²⁺ + 2e - (1)
Reducere: O₂ + 4e -> 20^2-         -(2)

Pasul 3: Obținerea reacției redox. Adăugând (1) și (2), putem obține reacția redox. Electronii din reacțiile de jumătate nu ar trebui să apară în reacția redox echilibrată. Pentru aceasta, trebuie să multiplicăm reacția (1) cu 2 și apoi să o adăugăm cu reacția (2).

(1) * 2 + (2):
2Ca (s) -> 2Ca²⁺ + 4e - (1)
O₂ + 4e -> 20^2-             -(2)
--
2Ca + 02 (g) -> 2CaO (s)

Identificarea reacțiilor redox

Exemplu: Luați în considerare următoarele reacții. Care seamănă cu o reacție redox?

Zn (s) + CuSO₄(aq) -> ZnSO₄(aq) + Cu (s)

HCI (aq) + NaOH (aq) -> NaCI (aq) + H₂O (l)

Într-o reacție redox, numerele de oxidare se modifică în reactanți și produse. Trebuie să existe o specie de oxidare și o specie reducătoare. Dacă numerele de oxidare ale elementelor din produse nu se modifică, acestea nu pot fi considerate ca o reacție redox.

Zn (s) + CuSO₄(aq) -> ZnSO₄(aq) + Cu (s)
Zn (0) Cu (+ 2) Zn (+2) Cu (0)
                  S (+6) S (+6)
                  O (-2) 0 (-2)

Aceasta este o reacție redox. Deoarece zincul este agentul de oxidare (0 -> (+2) și Cuprul este agentul reducător (+2) -> (0).

HCI (aq) + NaOH (aq) -> NaCI (aq) + H₂O (l)
H (+1), Cl (-1) Na (+1), O (-2), H (+1)

Aceasta nu este o reacție redox. Deoarece reactanții și produsele au aceleași numere de oxidare. H (+1), CI (1), Na (+1) și O (-2)

Tipuri de reacții redox

Există patru tipuri diferite de reacții redox: reacții de combinație, reacții de descompunere, reacții de deplasare și reacții de disproporție.

Reacții combinate:

Reacțiile combinate sunt reacțiile în care două sau mai multe substanțe se combină pentru a forma un singur produs.
A + B -> C
S (s) + O₂(g) -> SO₂(G)
S (0) 0 (0) S (+4), 0 (-2)

3 Mg (s) + N₂(g) -> Mg₃ N₂(E)
Mg (0) N (O) Mg (+ 2), N (-3)

Reacții de descompunere:

În reacțiile de descompunere, un compus se descompune în două sau mai multe componente. Este opusul reacțiilor combinate.

C -> A + B
2HgO (s) -> 2Hg (1) + O₂(G)
Hg (+ 2), O (-2) Hg (0) 0 (0)

2 NaH (s) -> 2 Na (s) + H₂ (G)
Na (+1), H (-1) Na (0) H (0)

2 KCIO₃(s) -> 2KCl (s) + 3O₂(G)

Reacții de deplasare:

Într-o reacție de deplasare, un ion sau un atom dintr-un compus este înlocuit cu un ion sau un atom al altui compus. Reacțiile de deplasare au o gamă largă de aplicații în industrie.

A + BC -> AC + B

Deplasarea hidrogenului:

Toate metalele alcaline și unele metale alcaline (Ca, Sr și Ba) se înlocuiesc cu hidrogen din apa rece.

2Na (s) + 2H₂O (1) -> 2NaOH (aq) + H₂(G)
Ca (s) + 2H₂O (1) -> Ca (OH)₂ (aq) + H₂(G)

Deplasarea metalului:

Unele metale în stare elementară pot înlocui un metal într-un compus. De exemplu, zincul înlocuiește ionii de cupru, iar cuprul poate înlocui ionii de argint. Reacția de deplasare depinde de seria de activitate a locului (sau seria electrochimică).

Zn (s) + CuSO₄(aq) -> Cu (s) + ZnSO₄(Aq)

Deplasarea în halogen:

Seriile de activitate pentru reacțiile de deplasare cu halogen: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Pe măsură ce coborâm seria de halogen, puterea de oxidare scade.

CI₂(g) + 2 KBr (aq) -> 2 KCI (aq) + Br₂(L)
CI₂(g) + 2 KI (aq) -> 2 KCI (aq) + l₂(E)
br₂(l) + 21^- (aq) -> 2Br^-(aq) + l₂(E)

Reacțiile de disproporție:

Acesta este un tip special al reacției redox. Un element într-o stare de oxidare este simultan oxidat și redus. Într-o reacție de disproporție, un reactant trebuie să conțină întotdeauna un element care poate avea cel puțin trei stări de oxidare.

2H₂O₂(aq) -> 2H₂O (1) + O₂(G)

Aici numărul de oxidare din reactant este (-1), crește la zero în O₂ și scade la (-2) în H₂O. Numărul de oxidare în hidrogen nu se modifică în reacție.

CUM PENTRU IDENTIFICAREA REACȚIEI REDOX - Rezumat

Reacțiile redox sunt considerate ca reacție de transfer de electroni. Într-o reacție redox, un element este oxidant și eliberează electroni și un element este redus prin câștigarea electronilor eliberați. Gradul de oxidare este egal cu gradul de reducere în ceea ce privește schimbul de electroni în reacție. Există două jumătăți de reacții într-o reacție redox; ele se numesc jumătate de reacție de oxidare și jumătate de reacție de reducere. Există o creștere a numărului de oxidare în oxidare, în mod similar numărul de oxidare scade în reducere.