3 kroky redoxní reakce: Proces redoxní reakce a fakta o něm

by

Reakce, které zahrnují oxidaci a redukci, se nazývají redoxní reakce. Redoxní reakce se také nazývají reakce přenosu elektronů.

Oxidační redukční reakce je chemická reakce zahrnující přenos elektronů z jednoho druhu atomu na jiný druh. Molekulární rovnice: Je to molekulární forma reaktantů a produktů nazývaná molekulární rovnice. Iontové rovnice: Reakce se skládá z reaktantu a produktů v iontové formě nazývané iontové rovnice.

Molekulární rovnice následovně

2 FeCl3 + SnCl2 → 2FeCl2 + SnCl4

Iontová rovnice následovně

2 Fe3+ + Sn2+ → 2 Fe2+ + Sn4+

4HCl + MnO2 → MnCl2 +Cl2 + 2H2O

V tomto procesu redoxní reakce byl HCl oxidován na Cl2 a MnO2 se redukoval na MnCl2.

Oxidační číslo:

Oxidační číslo je náboj na atomu jakéhokoli prvku, když je v iontovém nebo kombinovaném stavu. Oxidační číslo je také uvedený oxidační stav.

Pravidla pro výpočet oxidačního čísla pro proces redoxní reakce:

  1. Oxidační číslo je nula, když je jakýkoli atom v elementárním stavu.
  2. Oxidační číslo monoatomických iontů se rovná náboji na něm.
  3. H je v oxidačním čísle +1 v kombinaci s nekovy a v oxidačním čísle -1 v kombinaci s aktivními kovy, jako je vápník, sodík atd. Př.: V hydridech, jako je NaH, CaH2.
  4. Kyslík má oxidační číslo -2 s výjimkou peroxidů, jako je Na2O2,H2O2, atd. kde je -1 a OF2 kde je +2.
  5. Oxidační čísla alkalických kovů a kovů alkalických zemin mají +1 a +2.
  6. Halogeny mají oxidační číslo -1 v halogenidech kovů.
  7. V kovech a nekovových sloučeninách mají kovy kladné oxidační číslo, zatímco nekovy mají záporné oxidační číslo.
  8. Pokud mají sloučeniny dva různé prvky, prvek, který je svou povahou více elektronegativní, má záporná oxidační čísla, ačkoli druhý má kladné oxidační číslo.
  9. In neutrální molekuly sumace oxidace počet všech částic je nula.
  10. Pokud sloučeniny obsahující komplexní ionty, součet oxidačních čísel celých atomů je ekvivalentní náboji na iontu.

Příklad 1: Oxidační číslo Cr v CrO5

Konvenční metodou:

Cro5 tj. Cr=x a O5= 5 x (-2)

Takže x + 5 x (-2) = 0

nebo x = +10 (špatně)

Oxidační číslo 10 pro Cr je špatné, protože nemůže být větší než +6, podle maximálního počtu valenčních elektronů, 3d5, 4 s1.

Oxidační číslo Cr se vypočítává metodou chemické vazby od CrO5 obsahuje peroxidovou vazbu jinou než Cr=O

Metodou chemické vazby

Struktura CrO5 is

proces redoxní reakce kroky redoxní reakce
Struktura CrO5

Oxidační číslo Cr v CrO5 se vypočte jako

Pro Cr = x

Pro Cr=O = 1 x (-2)

Pro OO = 4 x (-1)

tj. x + 1 x (-2) + 4 x (-1) = 0

x – 2 – 4 = 0 nebo x = -6

Některé důležité termíny pro proces redoxních reakcí:

Oxidace (deelektronace) –

Ztráta elektronů nebo zvýšení oxidačního čísla jeho atomu je oxidace.

Oxidační činidlo -

Přijímá elektrony (akceptor elektronů) nebo se snižuje oxidační počet atomů.

Redukce (elektronace) –

Redukce je zisk elektronů nebo pokles oxidačního počtu atomů.

Redukční činidlo -

Dává elektronu (donor elektronu) nebo zvyšuje oxidační počet atomů.

+6 +2 +3 +3

Cr2O7 + Fe → Cr + Fe

OA RA

Zde se oxidační číslo Cr snižuje o 3 jako +6 až +3

A oxidační číslo Fe se zvyšuje o 1 jako +2 až +3

Typy procesu redoxní reakce Kroky redoxní reakce:

  1. Mezimolekulární redoxní reakce

Při této reakci se jedna látka oxiduje a druhá redukuje.

2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe

Al se oxiduje na Al2O3; Fe2O3 se redukuje na Fe

  • Intramolekulární redoxní reakce

Redoxní reakce sestávají z jednoho prvku sloučeniny se oxiduje a další se redukuje.

2 KClO3 → 2KCl + 32

Cl(+5) v KClO3 se redukuje na Cl(-1); Ó2(-2) v KClO3 se oxiduje na O2(0)

  • Disproporční reakce (Auto-redox)

Jedna molekula téže látky se redukuje na úkor druhé, která se oxiduje.

redox 2
Autoredoxní reakce

Vyrovnání redoxní rovnice metodou oxidačního čísla:

Tato metoda je založena na principu, že každé zvýšení oxidačního čísla musí být kompenzováno snížením. Tato metoda se skládá z následujících kroků.

  1. Všimněte si prvků, u kterých dochází ke změně oxidačních čísel.
  2. Vhodné koeficienty pro oxidační a redukční činidla zvolte tak, aby se celkový pokles oxidačního čísla oxidačního činidla rovnal celkovému nárůstu oxidačního čísla redukčního činidla.

Příklad 2: CuO + NH3 → Cu + N2 + H2O

Ve výše uvedené rovnici oxidační číslo Cu klesá z +2 (v CuO) na 0 (v Cu), zatímco oxidační číslo N se zvyšuje z -3 (v NH3) na 0 (v N2) a tedy:

Redox
Příklad 2 redoxní reakce

Abychom vyrovnali celkový nárůst ON (=3) k celkovému poklesu ON (=2), měli bychom mít tři atomy Cu na každé dva atomy N, a proto by rovnice měla být zapsána jako:

3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + H2O

Nyní, abychom vyrovnali atomy O, měli bychom přidat 3H2O molekula na pravou stranu. Tím pádem:

3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O

Vyrovnání redoxních rovnic metodou iont-elektron – pomocí polovičních reakcí

  1. Rozdělte celou rovnici na dvě poloviční reakce, v jedné polovině reakce procházejí změny redukčním činidlem a druhá polovina změny prochází oxidačním činidlem.
  2. Vyvažte obě poloviční reakce rovnající se počtu atomů každého prvku v reakci. Pro tento účel:
  3. Pro každou poloviční reakci vyvažte atomy jiné než H a O pomocí jednoduchých násobků.
  4. H2O a H+se přidávají v neutrálních a kyselých roztocích pro vyvážení atomů kyslíku a vodíku. Nejprve se vyrovnají atomy kyslíku a každý další atom kyslíku na jedné straně rovnice přidá jeden H2O molekula na druhou stranu rovnice. Nyní použijte H+ k vyvážení atomů vodíku.
  5. V alkalických roztocích OH- mohou být použity. Pro každý další atom na jedné straně vyvažte rovnici přidáním jednoho H2O na stejnou stranu a přidejte 2H- do rovnice druhé strany. Pokud je vodík stále nevyvážený, vyvažte rovnici přidáním jednoho OH- pro každý další atom vodíku na stejné straně a jeden H2O na druhou stranu rovnice.
  6. Vyrovnejte náboje na obou stranách rovnice přidáním elektronů na stranu s nedostatečným záporným nábojem.
  7. Vhodným číslem vynásobte jednu nebo obě poloviční reakce tak, aby se při sečtení obou rovnic elektrongety vyrovnaly.
  8. Obě vyvážené poloviční reakce se sčítají a ruší jakékoli společné podmínky, pokud existují na obou stranách. Také se podívejte, že všechny elektrony se ruší.

Příklad 3: Fe2+ + MnO4- + H+ → Mn2+ + Fe3+ + H2O

Výše uvedená redoxní reakce probíhá v kyselém prostředí a lze ji rozdělit na následující dvě poloviční reakce ukazující proces redoxní reakce kroky redoxní reakce:

MnO4-    → Mn2+ …… Redukční poloviční reakce

(Mn=+7) (Mn=+2)

A Fe2+ → Fe3+ …….Oxidační poloviční reakce

        (Fe=+2) (Fe=+3)

Pro snížení poloviční reakce,

  1. Pro vyvážení atomu O přidejte 4H2O na pravou stranu, abyste se dostali.

MnO4- → Mn2+ + 4H2O

  1. Pro vyvážení H-atomů přidejte 8H+ na levou stranu dostat.

MnO4- + 8H+→ Mn2+ + 4H2O

  1. Pro vyrovnání poplatků přidejte 5e- na levou stranu dostat.

MnO4- + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O (i)

Pro oxidační poloviční reakci,

Vyrovnejte poplatky na obou stranách přidáním 1e- na levou stranu se dostat,

Fe2+ → Víra3+ + e-

5 Fe2+ → 5 Fe3+ + 5e-(ii) nebo

Sečtením rovnic (i) a (ii) dostaneme:

MnO4- + 8H+ + 5 Fe2+ → Mn2+ + 4H2O + 5 Fe3+

Toto je vyvážená rovnice.

Elektrochemický článek

Článek nebo zařízení produkující elektrický proud z chemické (redoxní) reakce je elektrochemický článek, tj. přeměna chemické energie na energii elektrickou.

Tato redoxní reakce zahrnuje dvě poloviční reakce, jedna je oxidační poloviční reakce a druhá je redukční poloviční reakce.

Příklad 4: Zn + CuSO4→ZnSO4 + Cu

Zn + CuSO4→ZnSO4 + Cu

Nebo Zn + Cu2+ →Zn2+ + Cu

Dvě poloviční reakce těchto redoxních reakcí jsou -

Zn → Zn2+ +2e-(poloviční oxidační reakce)

Cu2+ + 2e-→ Cu (redukční poloviční reakce)

Elektrochemický článek založený na této reakci se nazývá Danielův článek.

Elektrochemický článek má dvě poloviční reakce pomocí dvou polovičních článků, které jsou navzájem spojeny solným můstkem.

Trubice ve tvaru U uzavírající koncentrovaný roztok neaktivního elektrolytu, jako je K2SO4, KCl, KNO3, atd. je Solný most.