Explicație completă a reacțiilor Redox (reducere și oxidare) COMPLETĂ

Reacțiile redox sunt reacții chimice care determină o modificare a numărului de oxidare a unui element sau moleculă.

În viața de zi cu zi există adesea reacții redox. Printre acestea se numără fierul ruginit, legumele putrezite. Următoarea este o explicație completă a reacției redox

reacții redox

Ce este o reacție Redox

exemple de reacții redox în compuși chimici

Reacțiile redox sunt reacții chimice care determină o modificare a numărului de oxidare a unui element sau moleculă. Pe lângă faptul că este marcată de o modificare a numărului de oxidare, această reacție se caracterizează și prin adăugarea sau reducerea oxigenului într-o moleculă. Reacțiile redox apar ca urmare a reacțiilor de reducere și oxidare

Reacție de reducere

O reacție de reducere este o reacție în care numărul de oxidare scade prin captarea electronilor sau prin eliberarea de oxigen către o moleculă, atom sau ion. Exemple de reacții de reducere:

Reacția de reducere a cu

Reacția de oxidare

Reacțiile de oxidare sunt reacții care apar în care numărul de oxidare crește prin eliberarea de electroni sau adăugarea de oxigen la o moleculă, atom sau ion. Exemplu:

Reacția de oxidare a Zn

Într-o reacție redox, reacțiile de reducere și oxidare de mai sus sunt apoi combinate astfel încât să formeze simultan o unitate de reacție redox:

În plus față de exemplele de reacții redox de mai sus, alte exemple de reacții redox sunt după cum urmează:

Exemple de reacții redox

Reacție nonredox

Este o reacție care nu implică reacții de oxidare și reducere. Nu există nicio adunare sau scădere a numărului de oxidare din sistem.

Exemplu:

Reacție autoredox

În reacția redok, este cunoscută sub numele de reacție autoredox sau poate fi numită și o reacție de disproporționare, care este o reacție în care o substanță poate suferi o reacție de reducere și oxidare. Exemplu:

Un exemplu de reacție cu autoredox

În reacția de mai sus, Cl2 este redus la KCl, unde numărul de oxidare al Cl (0) scade la Cl (-1). Pe lângă faptul că este redus, Cl2 suferă și o reacție de oxidare, și anume adăugarea numărului de oxidare. Cl2 se oxidează de la numărul de oxidare Cl (0) la Cl (+1).

De asemenea, citiți: Tipuri de cooperative (complete) și definițiile acestora

Redox Reaction Equalizing

Egalizarea reacției Reedox se poate face în două moduri, și anume metoda jumătății de reacție și modul de schimbare a numărului de oxidare. Modul de egalizare a reacției redox cu sistemul de jumătate de reacție se efectuează în următoarele etape:

Exemplul 1:

Exemplul 1 folosește egalizarea reacției utilizând metoda de separare a reacției.

Următoarele sunt etapele egalizării unei reacții redox:

Reacţie:

Etape de egalizare a reacției:

Etapa 1 : Împărțirea reacției în două părți ale formei de reacție, și anume prima și a doua. Fiecare ecuație este o ecuație pentru reacția de reducere și reacția de oxidare

Etapa 2 : Echilibrarea numărului de elemente prezente în reacția redox, în următoarea ecuație, există un echivalent scriind 2 pe cantitatea de Cr din produs sau secțiunea produs

Etapa 3 :

Mai mult, adăugarea de elemente sau molecule care nu au fost scrise în reacție. În acest stadiu există adăugarea moleculei de apă (H2O) (dacă reacția are loc în condiții acide, adăugarea apei se află în partea care nu are atomi de O, dar dacă reacția are loc într-o atmosferă alcalină, adăugarea aor la atomii cu exces de atomi de O).

În această reacție există o adăugare la randament sau produs. După aceea, numărul de coeficienți moleculari este egalizat, care stabilește cantitatea fiecărui element din moleculă.

Pasul 4 : Echilibrarea atomului de hidrogen cu ionul (H +) dacă atmosfera este acidă sau cu ionul (OH-) dacă atmosfera este bazică. Deoarece reacția este într-o stare acidă, ionul (H +) este adăugat la reacție. Adăugarea ionilor H + un număr de elemente H conținute în secțiunea sau produsul.

Etapa 5 : După egalizarea numărului de elemente din secțiunea de reacție (stânga) și secțiunea produsului (dreapta), următorul pas este egalizarea numerelor de oxidare atât din partea dreaptă, cât și din partea stângă. Această egalizare prin adăugarea de electroni la dreapta sau la stânga ecuației de reacție

Etapa 6 : Etapa finală a egalizării reacției este recombinarea celor două reacții separate anterior și egalizarea numărului de electroni de lângă partea dreaptă sau stângă a celor două reacții.

Citește și: 33+ Exemple de modificări chimice din jurul nostru [+ Explicație completă]

În această reacție combinată, a doua parte a reacției este înmulțită cu 6 proporțional cu numărul de electroni din prima parte a reacției. În acest fel, unirea celor două reacții va elimina 6e din ionii de electroni.

Reacția finală:

Metoda de mai sus este o egalizare a numărului de oxidare prin împărțirea reacției în 2 reacții. În plus, există o modalitate de egalizare a reacției redox prin schimbarea numărului de oxidare .

Următorii sunt pașii pentru egalizarea reacției prin schimbarea numărului de oxidare:

Reacţie:

1. Echilibrarea (egalizarea) elementelor care experimentează o modificare a numărului de oxidare

2. Determinați stările de oxidare ale acestor elemente și determinați modificările acestora

3. Egalizarea celor două stări de oxidare prin înmulțirea Br2 cu 5 (în funcție de reducerea MnO4- yait (-5)), și MnO4- înmulțirea cu 2 (corespunzător oxidării Br (+2))

4. Determinați cantitatea de încărcare pe partea stângă și dreapta

5. Egalizarea atomilor de hidrogen din secțiunile din stânga și din dreapta prin adăugarea de H2O.

6. Egalizarea sarcinii prin:

a) Dacă sarcina din partea stângă este mai negativă, atunci adăugați ioni H + cât diferența de sarcină (aceasta înseamnă că reacția are loc într-o atmosferă acidă)

b) Dacă sarcina din partea dreaptă este mai pozitivă, atunci adăugați ionul OH la fel de mult ca diferența de sarcină (aceasta înseamnă că reacția are loc într-o stare alcalină)

7. Ultimul pas este verificarea numărului atomic al părților de reacție (stânga) și a părților produsului (dreapta). Este încă egal, dacă înseamnă că ecuația finală este


Referință: Reacții de oxidare-reducere