Hoe een Redox-reactie te identificeren

Alvorens te leren hoe een Redox-reactie te identificeren, moet men begrijpen wat wordt bedoeld met de Redox-reactie. Redoxreacties worden beschouwd als elektronenoverdrachtsreacties. Het is opgenomen in zowel organische chemie als anorganische chemie. Het kreeg zijn naam 'Redox' omdat een redoxreactie bestaat uit een oxidatiereactie en een reducerende reactie. Het bepalen van het oxidatiegetal is het belangrijkste punt bij het identificeren van een redoxreactie. Dit artikel bespreekt de soorten redoxreacties, geeft voorbeelden voor elke redoxreactie, de halve reacties in een redoxreactie, en verklaart ook de regels bij het bepalen van oxidatiegetallen en de variaties in oxidatiegetallen..

Wat is een redoxreactie

Zure basereacties worden gekenmerkt door een protonoverdrachtsproces, op vergelijkbare wijze gaan oxidatie-reductie of redoxreacties gepaard met een elektronenoverdrachtsproces. Een redoxreactie heeft twee halve reacties, namelijk oxidatiereactie en de reductiereactie. Oxidatiereactie omvat het verlies van elektronen en de reductiereactie omvat de acceptatie van elektronen. Daarom bevat een redoxreactie twee soorten, oxidatiemiddel ondergaat de oxidatiehalfreactie en het reductiemiddel ondergaat de reducerende halfreactie. De mate van reductie in een redoxreactie is gelijk aan de mate van oxidatie; dat betekent dat het aantal elektronen verloren uit het oxidatiemiddel gelijk is aan het aantal elektronen aanvaard door het reductiemiddel. Het is een uitgebalanceerd proces in termen van elektronuitwisseling.

Hoe een Redox-reactie te identificeren

Zoek het Oxidatie-nummer:

Om een redoxreactie te identificeren, moeten we eerst de oxidatiestatus van elk element in de reactie kennen. We gebruiken de volgende regels om oxidatienummers toe te wijzen.

• De vrije elementen, die niet met andere worden gecombineerd, hebben het oxidatiegetal nul. Dus, atomen in H₂, Br₂, Na, Be, Ca, K, O₂ en P₄ hebben hetzelfde oxidatie nummer nul.

• Voor ionen die uit slechts één atoom (monoatomaire ionen) bestaan, is het oxidatiegetal gelijk aan de lading op het ion. Bijvoorbeeld:

na⁺, Li⁺ en K⁺ hebben het oxidatie nummer +1.
F^-, ik^-, cl^- en Br^- hebben het oxidatie nummer -1.
Ba²⁺, Ca²⁺, Fe²⁺ en Ni²⁺ hebben het oxidatie nummer +2.
O^2- en S^2- hebben het oxidatie nummer -2.
al³⁺ en Fe³⁺ hebben het oxidatie nummer +3.

• Het meest voorkomende oxidatiegetal van zuurstof is -2 (O^2-: MgO, H₂O), maar in waterstofperoxide is het -1 (O2^2- : H₂O₂).

• Het meest voorkomende oxidatiegetal van waterstof is +1. Wanneer het echter is gebonden aan metalen in groep I en groep II, is het oxidatiegetal -1 (LiH, NaH, CaH₂).
• Fluor (F) vertoont slechts -1 oxidatiestatus in al zijn verbindingen, andere halogenen (Cl^-, Br^- en ik^-) hebben zowel negatieve als positieve oxidatiecijfers.

• In een neutraal molecuul is de som van alle oxidatiecijfers gelijk aan nul.

• In een polyatomair ion is de som van alle oxidatiegetallen gelijk aan de lading op het ion.

• Oxidatiegetallen hoeven niet alleen hele getallen te zijn.

Voorbeeld: Superoxide-ion (O2^2-) - Zuurstof heeft de -1/2 oxidatiestatus.

Identificeer de oxidatiereactie en reductiereactie:

Overweeg de volgende reactie.

2Ca + O2 (g) -> 2CaO (s)

Stap 1: Bepaal het oxidatiemiddel en het reductiemiddel. Hiervoor moeten we hun oxidatiecijfers identificeren.

2Ca + O₂(g) -> 2CaO (s)
0 0 (+2) (-2)

Beide reactanten hebben het oxidatiegetal nul. Calcium verhoogt de oxidatietoestand van (0) -> (+2). Daarom is het het oxidatiemiddel. Omgekeerd, in zuurstof neemt de oxidatietoestand af van (0) -> (-2). Daarom is zuurstof het reductiemiddel.

Stap 2: Schrijf halve reacties voor de oxidatie en de reductie. We gebruiken elektronen om de ladingen aan beide zijden in evenwicht te brengen.

Oxidatie: Ca (s) -> Ca²⁺ + 2e - (1)
Reductie: O₂ + 4e -> 2O^2- -(2)

Stap 3: Verkrijgen van de redoxreactie. Door het toevoegen van (1) en (2) kunnen we de redoxreactie verkrijgen. Elektronen in de halfreacties mogen niet voorkomen in de gebalanceerde redoxreactie. Hiervoor moeten we reactie (1) vermenigvuldigen met 2 en dan toevoegen met reactie (2).

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

Identificatie van redoxreacties

Voorbeeld: houd rekening met de volgende reacties. Welke lijkt op een redoxreactie?

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

HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H₂O (l)

Bij een redoxreactie veranderen de oxidatiegetallen in reactanten en producten. Er moet een oxiderende soort en een reducerende soort zijn. Als de oxidatiegetallen van elementen in de producten niet veranderen, kan dit niet als een redoxreactie worden beschouwd.

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

Dit is een redoxreactie. Omdat zink het oxidatiemiddel is (0 -> (+2) en koper het reductiemiddel (+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)

Dit is geen redoxreactie. Omdat de reactanten en de producten dezelfde oxidatiegetallen hebben. H (+1), Cl (-1), Na (+1) en O (-2)

Typen redoxreacties

Er zijn vier verschillende soorten redoxreacties: combinatiereacties, ontledingsreacties, verplaatsingsreacties en disproportioneringsreacties.

Combinatiereacties:

Combinatiereacties zijn de reacties waarbij twee of meer stoffen samen één product vormen.
A + B -> C
S (s) + O₂(g) -> DUS₂(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)

Ontledingsreacties:

Bij ontbindingsreacties breekt een verbinding uiteen in twee of meer componenten. Het is het tegenovergestelde van combinatiereacties.

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)

Verplaatsingsreacties:

In een verplaatsingsreactie wordt een ion of atoom in een verbinding vervangen door een ion of een atoom van een andere verbinding. Verplaatsingsreacties hebben een breed scala aan toepassingen in de industrie.

A + BC -> AC + B

Waterstofverplaatsing:

Alle alkalimetalen en sommige alkalimetalen (Ca, Sr en Ba) worden vervangen door waterstof uit koud water.

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

Metalen verplaatsing:

Sommige metalen in de elementaire toestand kunnen een metaal in een verbinding verdringen. Zink vervangt bijvoorbeeld koperionen en koper kan zilverionen vervangen. Verplaatsingsreactie is afhankelijk van de serie plaatsactiviteit (of elektrochemische reeks).

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

Halogeen verplaatsing:

Activiteitenserie voor halogeenverplaatsingsreacties: F₂ > Cl₂ > Br₂ > Ik₂. Naarmate we de halogeenserie afgaan, neemt de kracht van het oxiderende vermogen af.

cl₂(g) + 2KBr (aq) -> 2KCl (aq) + Br₂(L)
cl₂(g) + 2KI (aq) -> 2KCl (aq) + I₂(S)
Br₂(l) + 2I^- (aq) -> 2Br^-(aq) + I₂(S)

Disproportioneringsreacties:

Dit is een speciaal type redoxreactie. Een element in één oxidatietoestand wordt tegelijkertijd geoxideerd en gereduceerd. In een disproportioneringsreactie moet één reactant altijd een element bevatten dat ten minste drie oxidatietoestanden kan hebben.

2H₂O₂(aq) -> 2H₂O (l) + O₂(G)

Hier is het oxidatiegetal in de reactant (-1), het neemt toe tot nul in O₂ en daalt tot (-2) in H₂O. Oxidatiegetal in waterstof verandert niet in de reactie.

HOE EEN REDOX-REACTIE TE IDENTIFICEREN - Samenvatting

Redoxreacties worden beschouwd als elektronenoverdrachtsreacties. Bij een redoxreactie oxideert één element en laat het elektronen vrij en één element vermindert door de vrijgekomen elektronen te verkrijgen. De mate van oxidatie is gelijk aan de mate van reductie in termen van elektronen die in de reactie worden uitgewisseld. Er zijn twee halve reacties in een redoxreactie; ze worden oxidatiehalfreactie en de reductiehalfreactie genoemd. Er is een toename in oxidatie-aantal in oxidatie, op dezelfde manier neemt het oxidatiegetal af in de reductie.

Wetenschap