Hvordan identifisere en redoksreaksjon

Før du lærer å identifisere en Redox-reaksjon, må man forstå hva som menes med Redox-reaksjon. Redoksreaksjoner betraktes som elektronoverføringsreaksjoner. Den inngår i både organisk kjemi og uorganisk kjemi. Den har navnet 'Redox' fordi en redoksreaksjon består av en oksidasjonsreaksjon og en reduksjonsreaksjon. Bestemmelse av oksidasjonsnummeret er nøkkelpunktet ved å identifisere en redoksreaksjon. Denne artikkelen diskuterer typene redoksreaksjoner, som gir eksempler for hver redoksreaksjon, halvreaksjonene i en redoksreaksjon, og forklarer også reglene for å bestemme oksidasjonsnumre og variasjonene i oksydasjons-tallene. 

Hva er en redoksreaksjon

Syrebasereaksjoner kjennetegnes ved en protonoverføringsprosess, tilsvarende oksydasjonsreduksjon eller redoksreaksjoner involverer en elektronoverføringsprosess. En redoksreaksjon har to halvreaksjoner, nemlig oksidasjonsreaksjon og reduksjonsreaksjonen. Oksidasjonsreaksjon involverer tap av elektroner, og reduksjonsreaksjonen involverer aksept av elektroner. Derfor inneholder en redoksreaksjon to arter, oksidasjonsmiddel gjennomgår oksidasjonshalvaksjonen og reduksjonsmiddelet gjennomgår den reduserende halvreaksjon. Graden av reduksjon i en redoksreaksjon er lik graden av oksidasjon; det vil si at antallet elektroner som er tapt fra oksydasjonsmidlet, er lik antallet av elektroner akseptert av reduksjonsmidlet. Det er en balansert prosess når det gjelder elektronutveksling.

Hvordan identifisere en redoksreaksjon

Finn oksidasjonsnummeret:

For å identifisere en redoksreaksjon, må vi først vite oksidasjonsstatusen til hvert element i reaksjonen. Vi bruker følgende regler for å tilordne oksidasjonsnumre.

• De frie elementene, som ikke er kombinert med andre, har oksidasjonsnummeret null. Dermed er atomer i H₂, Br₂, Na, Be, Ca, K, O₂ og P₄ ha samme oksidasjonsnummer null. 

• For ioner som består av bare ett atom (monoatomiske ioner), er oksidasjonsnummeret lik med ladningen på ionen. For eksempel:

na⁺, Li⁺ og K⁺ Har oksidasjonsnummeret +1.
F^-, Jeg^-, cl^- og Br^- ha oksidasjonsnummer -1.
Ba²⁺, Ca²⁺, Fe²⁺ og Ni²⁺ Har oksidasjonsnummeret +2.
O^2- og S^2- Har oksidasjonsnummeret -2.
Al³⁺ og Fe³⁺ Har oksidasjonsnummeret +3.

• Det vanligste oksidasjonsnummeret av oksygen er -2 (O^2-: MgO, H₂O), men i hydrogenperoksid er det -1 (O2^2- : H₂O₂).

• Det vanligste oksidasjonsnummeret av hydrogen er +1. Når den er bundet til metaller i gruppe I og gruppe II, er oksidasjonsnummeret imidlertid -1 (LiH, NaH, CaH₂).
• Fluor (F) viser bare -1 oksydasjonsstatus i alle dets forbindelser, andre halogener (Cl^-, Br^- og jeg^-) har både negative og positive oksidasjonsnumre.

• I et nøytralt molekyl er summen av alle oksidasjons tallene lik null.

• I en polyatomisk ion er summen av alle oksidasjons tallene lik ladningen på ionen.

• Oksidasjonsnumre trenger ikke bare heltal.

Eksempel: Superoksydion (O2^2-) - Oksygen har -1/2 oksydasjonsstatus.

Identifiser oksidasjonsreaksjonen og reduksjonsreaksjonen:

Vurder følgende reaksjon.

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

Trinn 1: Bestem oksydasjonsmiddel og reduksjonsmiddel. For dette må vi identifisere deres oksidasjonsnummer.

2Ca + O₂(g) -> 2CaO (s)
0 0 (+2) (-2)

Begge reaktantene har oksidasjonsnummeret null. Kalsium øker oksidasjonstilstanden fra (0) -> (+2). Derfor er det oksidasjonsmiddelet. Omvendt, i oksygen, reduseres oksidasjonstilstanden fra (0) -> (-2). Derfor er oksygen reduksjonsmiddelet.

Steg 2: Skriv halvreaksjoner for oksidasjon og reduksjon. Vi bruker elektroner for å balansere kostnadene i begge sider.

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

Trinn 3: Oppnå redoksreaksjonen. Ved å legge til (1) og (2) kan vi få redoksreaksjonen. Elektroner i halvreaksjonene skal ikke vises i balansert redoksreaksjon. For dette må vi multiplisere reaksjonen (1) med 2 og deretter legge den med reaksjon (2).

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

Identifisering av redoksreaksjoner

Eksempel: Vurder følgende reaksjoner. Hvilken ligner en redoksreaksjon?

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

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

I en redoksreaksjon endres oksidasjonstallene i reaktanter og produkter. Det bør være en oksiderende art og en reduserende art. Hvis oksidasjonstallene av elementene i produktene ikke endres, kan det ikke betraktes som en redoksreaksjon.

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

Dette er en redoksreaksjon. Fordi sink er oksidasjonsmiddelet (0 -> (+2) og kobber er reduksjonsmiddelet (+2) -> (0).

HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H₂O (l)
H (+1), Cl (-1) H (+1), O (-2), H (+1) Na

Dette er ikke en redoksreaksjon. Fordi reagensene og produktene har samme oksidasjonsnummer. H (+1), Cl (-1), Na (+1) og O (-2)

Typer av redoksreaksjoner

Det finnes fire forskjellige typer redoksreaksjoner: kombinasjonsreaksjoner, dekomponeringsreaksjoner, forskyvningsreaksjoner og disproportioneringsreaksjoner.

Kombinasjonsreaksjoner:

Kombinasjonsreaksjoner er reaksjonene der to eller flere stoffer kombineres for å danne et enkelt produkt.
A + B -> C
S (s) + O₂(g) -> SO₂(G)
S (0) 0 (0) S (+4), 0 (-2)

3 mg (s) + N₂(g) -> Mg₃ N₂(S)
Mg (0) N (0) Mg (+2), N (-3)

Nedbrytingsreaksjoner:

Ved dekomponeringsreaksjoner bryter en forbindelse ned i to av flere komponenter. Det er motsatt av kombinasjonsreaksjoner.

C -> A + B
2HgO (s) -> 2Hg (1) + 0₂(G)
Hg (+2), 0 (-2) Hg (0) 0 (0)

2 NaH (s) -> 2 Na (s) + H₂ (G)
Na (+1), H (-1) Na (0) H (0)

2 KClO₃(er) -> 2KCl (s) + 3O₂(G)

Forskyvningsreaksjoner:

I en forskyvningsreaksjon erstattes en ion eller et atom i en forbindelse med en ion eller et atom av en annen forbindelse. Forskyvningsreaksjoner har et bredt spekter av bruksområder i industrien.

A + BC -> AC + B

Hydrogenfordeling:

Alle alkalimetaller og noen alkaliske metaller (Ca, Sr og Ba) erstatter med hydrogen fra kaldt vann.

2Na (s) + 2H₂O (1) -> 2NaOH (aq) + H₂(G)
Ca (s) + 2H₂O (l) -> Ca (OH)₂ (aq) + H₂(G)

Metal forskyvning:

Noen metaller i elemental tilstand kan forskyve et metall i en forbindelse. Zink erstatter for eksempel kobberioner og kobber kan erstatte sølvioner. Forskyvningsreaksjonen avhenger av stedaktivitetsserien (eller elektrokjemisk serie).

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

Halogenforskyvning:

Aktivitetsserie for halogenfordelingsreaksjoner: F₂ > Cl₂ > Br₂ > Jeg₂. Når vi går ned i halogenserien, reduseres kraften til oksyderende evne.

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

Disproportioneringsreaksjoner:

Dette er en spesiell type redoksreaksjon. Et element i en oksidasjonstilstand oksideres samtidig og reduseres. I en disproportioneringsreaksjon bør en reaktant alltid inneholde et element som kan ha minst tre oksidasjonstilstander.

2H₂O₂(aq) -> 2H₂O (l) + O₂(G)

Her er oksidasjonsnummeret i reaktanten (-1), det øker til null i O₂ og faller til (-2) i H₂O. Oksidasjonsnummer i Hydrogen endres ikke i reaksjonen.

HVORDAN DU IDENTIFISERER EN REDOKSREAKSJON - Sammendrag

Redoksreaksjoner anses som elektronoverføringsreaksjon. I en redoksreaksjon er et element oksiderende og det frigjør elektroner og ett element reduseres ved å oppnå de frigjorte elektronene. Graden av oksidasjon er lik størrelsen av reduksjon i form av elektroner som utveksler i reaksjonen. Det er to halvreaksjoner i en redoksreaksjon; de kalles oksidasjon halvreaksjon og reduksjon halvreaksjon. Det er en økning i oksidasjonsnummer i oksidasjon, tilsvarende reduseres oksidasjonsnummeret i reduksjonen.