So identifizieren Sie eine Redox-Reaktion

Bevor Sie lernen, eine Redox-Reaktion zu erkennen, müssen Sie verstehen, was unter Redox-Reaktion zu verstehen ist. Redoxreaktionen werden als Elektronentransferreaktionen betrachtet. Es ist sowohl in der Organischen Chemie als auch in der Anorganischen Chemie enthalten. Es erhielt seinen Namen "Redox", weil eine Redoxreaktion aus einer Oxidationsreaktion und einer Reduktionsreaktion besteht. Die Bestimmung der Oxidationszahl ist der Schlüssel zur Identifizierung einer Redoxreaktion. In diesem Artikel werden die Arten von Redoxreaktionen beschrieben, wobei Beispiele für jede Redoxreaktion und die Halbreaktionen einer Redoxreaktion gegeben werden. Außerdem werden die Regeln für die Bestimmung der Oxidationszahlen und die Variationen der Oxidationszahlen erläutert.

Was ist eine Redoxreaktion?

Säurebasisreaktionen sind durch einen Protonentransferprozess gekennzeichnet, ähnlich wie Oxidations-Reduktions- oder Redox-Reaktionen ein Elektronentransferprozess. Eine Redoxreaktion hat zwei Halbreaktionen, nämlich die Oxidationsreaktion und die Reduktionsreaktion. Bei der Oxidationsreaktion gehen Elektronen verloren und bei der Reduktionsreaktion werden Elektronen angenommen. Daher enthält eine Redoxreaktion zwei Spezies, wobei das Oxidationsmittel die Oxidationshalbreaktion durchläuft und das Reduktionsmittel die Reduktionshalbreaktion durchläuft. Das Ausmaß der Reduktion in einer Redoxreaktion ist gleich dem Ausmaß der Oxidation; das heißt, die Anzahl der durch das Oxidationsmittel verloren gegangenen Elektronen entspricht der Anzahl der vom Reduktionsmittel akzeptierten Elektronen. Es ist ein ausgewogener Prozess im Hinblick auf den Elektronenaustausch.

So identifizieren Sie eine Redox-Reaktion

Finden Sie die Oxidationsnummer:

Um eine Redox-Reaktion zu identifizieren, müssen wir zunächst den Oxidationsstatus jedes Elements in der Reaktion kennen. Wir verwenden die folgenden Regeln, um Oxidationszahlen zuzuweisen.

• Die freien Elemente, die nicht mit anderen kombiniert sind, haben die Oxidationszahl Null. Also Atome in H₂, Br₂, Na, Be, Ca, K, O₂ und P₄ haben die gleiche Oxidationszahl null.

• Bei Ionen, die nur aus einem Atom bestehen (monoatomare Ionen), entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions. Zum Beispiel:

N / a⁺, Li⁺ und K⁺ habe die Oxidationszahl +1.
F^-, ich^-, Cl^- und Br^- habe die Oxidationszahl -1.
Ba²⁺, Ca²⁺, Fe²⁺ und Ni²⁺ habe die Oxidationszahl +2.
O^2- und S^2- habe die Oxidationszahl -2.
Al³⁺ und Fe³⁺ habe die Oxidationszahl +3.

• Die häufigste Oxidationszahl von Sauerstoff ist -2 (O^2-: MgO, H₂O), aber in Wasserstoffperoxid ist es -1 (O2^2- : H₂O₂).

• Die häufigste Oxidationszahl von Wasserstoff ist +1. Wenn es jedoch an Metalle der Gruppe I und II gebunden ist, beträgt die Oxidationszahl -1 (LiH, NaH, CaH₂).
• Fluor (F) zeigt in allen Verbindungen, anderen Halogenen (Cl^-, Br^- und ich^-) haben sowohl negative als auch positive Oxidationszahlen.

• In einem neutralen Molekül ist die Summe aller Oxidationszahlen gleich Null.

• In einem mehratomigen Ion entspricht die Summe aller Oxidationszahlen der Ladung des Ions.

• Oxidationszahlen müssen nicht nur ganze Zahlen sein.

Beispiel: Superoxidion (O2^2-) - Sauerstoff hat den Oxidationsstatus -1/2.

Identifizieren Sie die Oxidationsreaktion und die Reduktionsreaktion:

Betrachten Sie die folgende Reaktion.

2 Ca + O 2 (g) → 2 CaO (s)

Schritt 1: Bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel. Dafür müssen wir ihre Oxidationszahlen identifizieren.

2Ca + O₂(g) -> 2 CaO (s)
0 0 (+2) (-2)

Beide Reaktanten haben die Oxidationszahl Null. Calcium erhöht seinen Oxidationszustand von (0) -> (+2). Daher ist es das Oxidationsmittel. Umgekehrt nimmt der Oxidationszustand in Sauerstoff von (0) -> (-2) ab. Daher ist Sauerstoff das Reduktionsmittel.

Schritt 2: Schreiben Sie Halbreaktionen für die Oxidation und die Reduktion. Wir verwenden Elektronen, um die Ladungen auf beiden Seiten auszugleichen.

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

Schritt 3: Erhalt der Redoxreaktion. Durch Zugabe von (1) und (2) können wir die Redoxreaktion erhalten. Elektronen in den Halbreaktionen sollten in der ausgeglichenen Redoxreaktion nicht auftreten. Dazu müssen wir Reaktion (1) mit 2 multiplizieren und dann mit Reaktion (2) hinzufügen..

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

Identifizierung von Redoxreaktionen

Beispiel: Betrachten Sie die folgenden Reaktionen. Welche ähnelt einer Redoxreaktion?

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

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)

In einer Redoxreaktion ändern sich die Oxidationszahlen in den Reaktanten und Produkten. Es sollte eine oxidierende und eine reduzierende Spezies geben. Wenn sich die Oxidationszahlen der Elemente in den Produkten nicht ändern, kann dies nicht als Redoxreaktion betrachtet werden.

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

Dies ist eine Redoxreaktion. Weil Zink das Oxidationsmittel ist (0 -> (+2) und Kupfer das Reduktionsmittel (+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)

Dies ist keine Redoxreaktion. Denn die Reaktanten und Produkte haben die gleichen Oxidationszahlen. H (+1), Cl (-1), Na (+1) und O (-2)

Arten von Redoxreaktionen

Es gibt vier verschiedene Arten von Redoxreaktionen: Kombinationsreaktionen, Zersetzungsreaktionen, Verdrängungsreaktionen und Disproportionierungsreaktionen.

Kombinationsreaktionen:

Kombinationsreaktionen sind Reaktionen, bei denen sich zwei oder mehr Substanzen zu einem einzigen Produkt verbinden.
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)

Zersetzungsreaktionen:

Bei Zersetzungsreaktionen zerfällt eine Verbindung in zwei oder mehr Komponenten. Es ist das Gegenteil von Kombinationsreaktionen.

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) -> 2 KCl (s) + 3O₂(G)

Verdrängungsreaktionen:

Bei einer Verdrängungsreaktion wird ein Ion oder Atom in einer Verbindung durch ein Ion oder ein Atom einer anderen Verbindung ersetzt. Verdrängungsreaktionen finden in der Industrie vielfältige Anwendung.

A + BC -> AC + B

Wasserstoffverdrängung:

Alle Alkalimetalle und einige Alkalimetalle (Ca, Sr und Ba) werden durch Wasserstoff aus kaltem Wasser ersetzt.

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

Metallverdrängung:

Einige Metalle im elementaren Zustand können ein Metall in einer Verbindung verdrängen. Beispielsweise ersetzt Zink Kupferionen und Kupfer Silberionen. Die Verdrängungsreaktion hängt von der Ortsaktivitätsreihe (oder der elektrochemischen Reihe) ab.

Zn (s) + CuSO₄(aq) → Cu (s) + ZnSO₄(aq)

Halogenverschiebung:

Aktivitätsserie für Halogenverdrängungsreaktionen: F₂ > Cl₂ > Br₂ > Ich₂. Wenn wir die Halogenreihe durchgehen, nimmt die Oxidationsfähigkeit ab.

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)

Disproportionierungsreaktionen:

Dies ist eine besondere Art der Redoxreaktion. Ein Element in einem Oxidationszustand wird gleichzeitig oxidiert und reduziert. In einer Disproportionierungsreaktion sollte ein Reaktant immer ein Element enthalten, das mindestens drei Oxidationsstufen haben kann.

2H₂O₂(aq) -> 2H₂O (l) + O₂(G)

Hier ist die Oxidationszahl im Reaktanten (-1) und steigt in O auf Null an₂ und nimmt in H auf (-2) ab₂O. Oxidationszahl in Wasserstoff ändert sich in der Reaktion nicht.

IDENTIFIKATION EINER REDOX-REAKTION - Zusammenfassung

Redoxreaktionen werden als Elektronentransferreaktion betrachtet. In einer Redoxreaktion oxidiert ein Element und es werden Elektronen freigesetzt, und ein Element wird reduziert, indem die freigesetzten Elektronen gewonnen werden. Das Ausmaß der Oxidation ist gleich dem Ausmaß der Reduktion in Bezug auf den Elektronenaustausch in der Reaktion. Bei einer Redoxreaktion gibt es zwei Halbreaktionen; Sie werden Oxidationshalbreaktion und Reduktionshalbreaktion genannt. Bei der Oxidation steigt die Oxidationszahl an, ebenso nimmt die Oxidationszahl bei der Reduktion ab.

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