Come identificare una reazione redox
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Prima di imparare come identificare una reazione Redox, bisogna capire cosa si intende per reazione Redox. Le reazioni redox sono considerate come reazioni di trasferimento di elettroni. È incluso in chimica organica e chimica inorganica. Ha preso il nome di 'Redox' perché una reazione redox consiste in una reazione di ossidazione e una reazione riducente. Determinare il numero di ossidazione è il punto chiave per identificare una reazione redox. Questo articolo discute i tipi di reazioni redox, fornendo esempi per ciascuna reazione redox, le mezze reazioni in una reazione redox e spiega anche le regole per determinare i numeri di ossidazione e le variazioni nei numeri di ossidazione.
Cos'è una reazione redox
Le reazioni acido-base sono caratterizzate da un processo di trasferimento protonico, analogamente le reazioni di riduzione dell'ossidazione o redox implicano un processo di trasferimento di elettroni. Una reazione redox ha due mezze reazioni, cioè la reazione di ossidazione e la reazione di riduzione. La reazione di ossidazione comporta la perdita di elettroni e la reazione di riduzione comporta l'accettazione di elettroni. Pertanto, una reazione di ossido-riduzione contiene due specie, l'agente ossidante subisce la mezza reazione di ossidazione e l'agente riducente subisce la mezza reazione riducente. L'entità della riduzione di una reazione redox è uguale all'entità dell'ossidazione; ciò significa che il numero di elettroni persi dall'agente ossidante è uguale al numero di elettroni accettati dall'agente riducente. È un processo equilibrato in termini di scambio di elettroni.
Come identificare una reazione redox
Trova il numero di ossidazione:
Per identificare una reazione redox, in primo luogo dobbiamo conoscere lo stato di ossidazione di ciascun elemento nella reazione. Usiamo le seguenti regole per assegnare i numeri di ossidazione.
• Gli elementi liberi, che non sono combinati con altri, hanno il numero di ossidazione zero. Quindi, gli atomi in H2, Br2, Na, Be, Ca, K, O2 e P4 avere lo stesso numero di ossidazione zero.
• Per gli ioni composti da un solo atomo (ioni monoatomici), il numero di ossidazione è uguale alla carica sullo ione. Per esempio:
N / A+, Li+ e K+ avere il numero di ossidazione +1.
F-, io-, Cl- e fr- avere il numero di ossidazione -1.
Ba2+, Circa2+, Fe2+ e Ni2+ avere il numero di ossidazione +2.
O2- e S2- avere il numero di ossidazione -2.
Al3+ e Fe3+ avere il numero di ossidazione +3.
• Il numero di ossidazione dell'ossigeno più comune è -2 (O2-: MgO, H2O), ma nel perossido di idrogeno è -1 (O22- : H2O2).
• Il numero di ossidazione più comune dell'idrogeno è +1. Tuttavia, quando è legato ai metalli nel gruppo I e nel gruppo II, il numero di ossidazione è -1 (LiH, NaH, CaH2).
• Il fluoro (F) mostra solo lo stato di ossidazione -1 in tutti i suoi composti, altri alogeni (cl-, Br- e io-) hanno numeri di ossidazione sia negativi che positivi.
• In una molecola neutra, la somma di tutti i numeri di ossidazione è uguale a zero.
• In uno ione poliatomico, la somma di tutti i numeri di ossidazione è uguale alla carica sullo ione.
• I numeri di ossidazione non devono essere solo numeri interi.
Esempio: ione superossido (O22-) - L'ossigeno ha lo stato di ossidazione -1 / 2.
Identificare la reazione di ossidazione e la reazione di riduzione:
Considerare la seguente reazione.
2Ca + O2 (g) -> 2CaO (s)
Passo 1: Determinare l'agente ossidante e l'agente riducente. Per questo, abbiamo bisogno di identificare i loro numeri di ossidazione.
2Ca + O2(g) -> 2CaO (s)
0 0 (+2) (-2)
Entrambi i reagenti hanno il numero di ossidazione zero. Il calcio aumenta il suo stato di ossidazione da (0) -> (+2). Pertanto, è l'agente ossidante. Viceversa, in Ossigeno lo stato di ossidazione diminuisce da (0) -> (-2). Pertanto, l'ossigeno è l'agente riducente.
Passo 2: Scrivi le mezze reazioni per l'ossidazione e la riduzione. Usiamo elettroni per bilanciare le cariche in entrambi i lati.
Ossidazione: Ca (s) -> Ca2+ + 2e - (1)
Riduzione: O2 + 4e -> 2O2- -(2)
Passaggio 3: Ottenere la reazione redox. Aggiungendo (1) e (2), possiamo ottenere la reazione redox. Gli elettroni nelle mezze reazioni non dovrebbero apparire nella reazione redox bilanciata. Per questo, dobbiamo moltiplicare la reazione (1) per 2 e quindi aggiungerla con la reazione (2).
(1) * 2 + (2):
2Ca (s) -> 2Ca2+ + 4e - (1)
O2 + 4e -> 2O2- -(2)
--
2Ca + O2 (g) -> 2CaO (s)
Identificazione delle reazioni redox
Esempio: considerare le seguenti reazioni. Quale assomiglia a una reazione redox?
Zn (s) + CuSO4(aq) -> ZnSO4(aq) + Cu (s)
HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H2O (l)
In una reazione redox, i numeri di ossidazione cambiano in reagenti e prodotti. Ci dovrebbe essere una specie ossidante e una specie riducente. Se i numeri di ossidazione degli elementi nei prodotti non cambiano, non possono essere considerati come una reazione redox.
Zn (s) + CuSO4(aq) -> ZnSO4(aq) + Cu (s)
Zn (0) Cu (+2) Zn (+2) Cu (0)
S (+6) S (+6)
O (-2) O (-2)
Questa è una reazione redox. Perché lo zinco è l'agente ossidante (0 -> (+2) e il rame è l'agente riducente (+2) -> (0).
HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H2O (l)
H (+1), Cl (-1) Na (+1), O (-2), H (+1) Na (+1), Cl (-1) H (+1), O (-2)
Questa non è una reazione redox. Perché, i reagenti e i prodotti hanno gli stessi numeri di ossidazione. H (+1), Cl (-1), Na (+1) e O (-2)
Tipi di reazioni redox
Esistono quattro diversi tipi di reazioni redox: reazioni di combinazione, reazioni di decomposizione, reazioni di spostamento e reazioni sproporzionate.
Reazioni di combinazione:
Le reazioni di combinazione sono le reazioni in cui due o più sostanze si combinano per formare un singolo prodotto.
A + B -> C
S (s) + O2(g) -> SO2(G)
S (0) O (0) S (+4), O (-2)
3 Mg (s) + N2(g) -> Mg3 N2(S)
Mg (0) N (0) Mg (+2), N (-3)
Reazioni di decomposizione:
Nelle reazioni di decomposizione, un composto si scompone in due o più componenti. È l'opposto delle reazioni combinate.
C -> A + B
2HgO (s) -> 2Hg (l) + O2(G)
Hg (+2), O (-2) Hg (0) O (0)
2 NaH (s) -> 2 Na (s) + H2 (G)
Na (+1), H (-1) Na (0) H (0)
2 KClO3(s) -> 2KCl (s) + 3O2(G)
Reazioni di spostamento:
In una reazione di spostamento, uno ione o atomo in un composto viene sostituito da uno ione o un atomo di un altro composto. Le reazioni di spostamento hanno una vasta gamma di applicazioni nell'industria.
A + BC -> AC + B
Dislocamento dell'idrogeno:
Tutti i metalli alcalini e alcuni metalli alcalini (Ca, Sr e Ba) sostituiti dall'idrogeno dall'acqua fredda.
2Na (s) + 2H2O (l) -> 2NaOH (aq) + H2(G)
Ca (s) + 2H2O (l) -> Ca (OH)2 (aq) + H2(G)
Spostamento del metallo:
Alcuni metalli nello stato elementale possono spostare un metallo in un composto. Ad esempio, lo zinco sostituisce gli ioni di rame e il rame può sostituire gli ioni d'argento. La reazione di spostamento dipende dalle serie di attività del luogo (o serie elettrochimiche).
Zn (s) + CuSO4(aq) -> Cu (s) + ZnSO4(Aq)
Spostamento alogeno:
Serie di attività per reazioni di spostamento alogeno: F2 > Cl2 > Fr.2 > I2. Mentre scendiamo nella serie alogena, diminuisce il potere della capacità di ossidazione.
Cl2(g) + 2KBr (aq) -> 2KCl (aq) + Br2(L)
Cl2(g) + 2 KI (aq) -> 2 KCl (aq) + I2(S)
Br2(l) + 2I- (aq) -> 2Br-(aq) + I2(S)
Reazioni sproporzionate:
Questo è un tipo speciale di reazione redox. Un elemento in uno stato di ossidazione viene contemporaneamente ossidato e ridotto. In una reazione sproporzionata, un reagente deve sempre contenere un elemento che può avere almeno tre stati di ossidazione.
2H2O2(aq) -> 2H2O (l) + O2(G)
Qui il numero di ossidazione nel reagente è (-1), aumenta a zero in O2 e diminuisce a (-2) in H2O. Il numero di ossidazione nell'idrogeno non cambia nella reazione.
COME IDENTIFICARE UNA REAZIONE REDOX - Riepilogo
Le reazioni redox sono considerate come una reazione di trasferimento di elettroni. In una reazione redox, un elemento è ossidante e rilascia elettroni e un elemento si sta riducendo ottenendo gli elettroni rilasciati. L'entità dell'ossidazione è uguale all'entità della riduzione in termini di scambio di elettroni nella reazione. Ci sono due mezze reazioni in una reazione redox; sono chiamati metà reazione di ossidazione e metà reazione di riduzione. C'è un aumento del numero di ossidazione nell'ossidazione, analogamente il numero di ossidazione diminuisce nella riduzione.
