3 passaggi di reazione redox: processo di reazione redox e fatti che lo circondano

Le reazioni che coinvolgono l'ossidazione e la riduzione sono chiamate reazioni Redox. Le reazioni redox sono anche chiamate reazioni di trasferimento di elettroni.

La reazione di riduzione dell'ossidazione è la reazione chimica che comporta la trasmissione di elettroni da un tipo di atomo a un altro tipo. Equazioni molecolari: è la forma molecolare di reagenti e prodotti chiamata equazione molecolare. Equazioni ioniche: La reazione consiste di reagente e prodotti in forma ionica chiamati equazioni ioniche.

Equazione molecolare come segue

2FeCl₃ +SnCl₂ → 2FeCl₂ +SnCl₄

Equazione ionica come segue

2 Fe³⁺ +Sn²⁺ → 2Fe²⁺ +Sn⁴⁺

4HCl+MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

In questo processo di reazione redox, HCl è stato ossidato a Cl₂ e MnO₂ è stato ridotto a MnCl_2.

• esempio 1
• esempio 2
• esempio 3
• esempio 4

Numero di ossidazione:

Il numero di ossidazione è la carica sull'atomo di qualsiasi elemento quando è in stato ionico o combinato. Il numero di ossidazione è anche detto stato di ossidazione.

Regole per il calcolo del numero di ossidazione per il processo di reazione redox:

1. Il numero di ossidazione è zero quando un atomo è nel suo stato elementare.
2. Il numero di ossidazione degli ioni monoatomici è uguale alla carica su di esso.
3. H è nel numero di ossidazione +1 se combinato con non metalli e nel numero di ossidazione -1 se combinato con metalli attivi come calcio, sodio, ecc. Es: In idruri come NaH, CaH₂.
4. L'ossigeno è nel numero di ossidazione -2 escludendo i perossidi come il Na₂O₂,H₂O₂, ecc. dove è -1 e OF₂ dove è +2.
5. I numeri di ossidazione dei metalli alcalini e alcalino terrosi hanno rispettivamente +1 e +2.
6. Gli alogeni hanno un numero di ossidazione -1 negli alogenuri metallici.
7. Nei metalli e nei composti non metallici, i metalli hanno un numero di ossidazione positivo mentre i non metalli hanno un numero di ossidazione negativo.
8. Se i composti hanno due diversi elementi, l'elemento che è di natura più elettronegativo ha numeri di ossidazione negativi mentre l'altro ha numero di ossidazione positivo.
9. In Somma di molecole neutre di ossidazione il numero di tutte le particelle è zero.
10. Se i composti contenenti ioni complessi, la somma dei numeri di ossidazione degli atomi interi è equivalente alla carica sullo ione.

Esempio 1: numero di ossidazione di Cr in CrO₅

Con metodo convenzionale:

CrO₅ cioè Cr=x e O₅= 5 x (-2)

Quindi, x + 5 x (-2) = 0

oppure x = +10 (sbagliato)

Il numero di ossidazione 10 per Cr è sbagliato, perché non può essere più di +6, secondo il numero massimo di elettroni di valenza, 3d⁵, Anni '4¹.

Il numero di ossidazione del Cr è calcolato con il metodo del legame chimico a partire dal CrO₅ contiene un legame perossido, diverso da Cr=O

Con il metodo di incollaggio chimico

Struttura di CrO₅ is

Il numero di ossidazione di Cr in CrO5 è calcolato come

Per Cr = x

Per Cr=O = 1 x (-2)

Per OO = 4 x (-1)

cioè x + 1 x (-2) + 4 x (-1) = 0

x – 2 – 4 = 0 oppure x = -6

Alcuni termini importanti per il processo di reazioni Redox:

Ossidazione (de-elettronazione)–

La perdita di elettroni o l'aumento del numero di ossidazione del suo atomo è l'ossidazione.

Agente ossidante –

Accetta elettroni (accettore di elettroni) o il numero di ossidazione degli atomi diminuisce.

Riduzione (Elettronazione) –

La riduzione è il guadagno di elettroni o la diminuzione del numero di ossidazione degli atomi.

Agente riducente -

Dà l'elettrone (donatore di elettroni) o il numero di ossidazione degli atomi aumenta.

+6 +2 +3 +3

Cr₂O₇ + Fe → Cr + Fe

OA RA

Qui il numero di ossidazione di Cr diminuisce di 3 da +6 a +3

E il numero di ossidazione di Fe aumenta di 1 da +2 a +3

Tipi di fasi della reazione redox del processo di reazione redox:

1. Reazione redox intermolecolare

In questa reazione una sostanza si ossida e l'altra si riduce.

2Al+Fe₂O₃ →Al₂O₃ + 2 Fe

Al è ossidato ad Al₂O₃; Fe₂O₃ si riduce a Fe

• Reazione redox intramolecolare

Reazione redox costituito da un elemento di un composto viene ossidato e un altro viene ridotto.

2 KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Cl(+5) in KClO₃ è ridotto a Cl(-1); o₂(-2) in KClO₃ è ossidato a O₂(0)

• Reazione di sproporzione (Auto-redox)

Una molecola della stessa sostanza viene ridotta a scapito di un'altra che viene ossidata.

Bilanciamento dell'equazione redox con il metodo del numero di ossidazione:

Questo metodo si basa sul principio che qualsiasi aumento del numero di ossidazione deve essere compensato da una diminuzione. Questo metodo consiste nei seguenti passaggi.

1. Notare gli elementi che subiscono un cambiamento nei numeri di ossidazione.
2. Selezionare i coefficienti adatti per gli agenti ossidanti e riducenti in modo che la diminuzione totale del numero di ossidazione dell'agente ossidante diventi uguale all'aumento totale del numero di ossidazione dell'agente riducente.

Esempio 2: CuO + NH₃ → Cu+N₂ + H₂O

Nell'equazione precedente il numero di ossidazione di Cu diminuisce da +2 (in CuO) a 0 (in Cu) mentre quello di N aumenta da -3 (in NH₃) a 0 (in N₂) e quindi:

Per equalizzare l'aumento totale di ON (=3) con la diminuzione totale di ON (=2), dovremmo avere tre atomi di Cu per ogni due atomi di N e quindi l'equazione dovrebbe essere scritta come:

3CuO+2NH₃ → 3 Cu + N₂ + H₂O

Ora per bilanciare gli atomi di O dovremmo aggiungere 3H₂O molecola a destra. Così:

3CuO+2NH₃ → 3 Cu + N₂ + 3H₂O

Bilanciamento delle equazioni redox con il metodo ione-elettrone - Mediante l'uso di semireazioni

1. Dividere l'intera equazione in due semireazioni, in una metà le modifiche passano attraverso l'agente riducente e l'altra metà le modifiche passano attraverso l'agente ossidante.
2. Bilancia le due semireazioni uguali al numero di atomi di ciascun elemento nella reazione. Per questo scopo:
3. Per ogni semireazione bilanciare gli atomi diversi da H e O usando multipli semplici.
4. H₂O e H⁺vengono aggiunti in soluzioni neutre e acide per bilanciare gli atomi di ossigeno e idrogeno. Gli atomi di ossigeno vengono prima bilanciati e ogni atomo di ossigeno in più su un lato dell'equazione, aggiungere un H₂O molecola all'altra equazione del lato. Ora usa H⁺ per bilanciare gli atomi di idrogeno.
5. In soluzioni alcaline, OH^- può essere usato. Per ogni atomo aggiuntivo su un lato, bilancia l'equazione aggiungendo un H₂O dallo stesso lato e aggiungere 2H^- all'altra equazione laterale. Se l'idrogeno è ancora sbilanciato, bilancia l'equazione aggiungendo un OH^- per ogni atomo di idrogeno aggiuntivo sullo stesso lato e un H₂O all'altro lato dell'equazione.
6. Bilancia le cariche su entrambi i lati dell'equazione aggiungendo elettroni sul lato con cariche negative inadeguate.
7. Con un numero adatto moltiplicare una o entrambe le semireazioni, in modo che sommando entrambe le equazioni, gli elettroni si bilanciano.
8. Entrambe le semireazioni bilanciate vengono aggiunte e annullano qualsiasi termine comune se presente a entrambe le parti. Vedi anche che tutti gli elettroni si annullano.

Esempio 3: Fe²⁺ +Mno₄^- + H⁺ → Mn²⁺ +Fe³⁺ + H₂O

Sopra la reazione redox avviene in mezzo acido e può essere suddivisa nelle seguenti due semireazioni che mostrano le fasi della reazione redox del processo di reazione redox:

MnO₄^-    → Mn²⁺ ……Mezza reazione di riduzione

(Mn=+7) (Mn=+2)

E Fe²⁺ → Fe³⁺ …….Mezza reazione di ossidazione

        (Fe=+2) (Fe=+3)

Per la mezza reazione di riduzione,

1. Per bilanciare l'O-atomo aggiungere 4H₂O a destra per ottenere.

MnO₄^- → Mn²⁺ + 4H₂O

1. Per bilanciare atomi H aggiungere 8H⁺ a sinistra per ottenere.

MnO₄^- + 8H⁺→ Mn²⁺ + 4H₂O

1. Per bilanciare le spese aggiungere 5e^- a sinistra per ottenere.

MnO₄^- + 8H⁺ +5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O (io)

Per la semireazione di ossidazione,

Bilancia le spese su entrambi i lati aggiungendo 1e- a sinistra per ottenere,

Fe²⁺ →Fe³⁺ + e^-

5 Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e^-(ii) o

Sommando l'equazione (i) e (ii) otteniamo:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O+5Fe³⁺

Questa è l'equazione bilanciata.

Cella elettrochimica

La cella o il dispositivo che producono corrente elettrica da una reazione chimica (redox) è una cella elettrochimica, cioè un'alterazione dell'energia chimica in energia elettrica.

Questa reazione redox comporta due semireazioni, una è la semireazione di ossidazione e l'altra è la semireazione di riduzione.

Esempio 4: Zn + CuSO₄→ZnSO₄ +Cu

Zn+CuSO₄→ZnSO₄ +Cu

Oppure Zn + Cu²⁺ →Zn²⁺ +Cu

Due mezze reazioni di queste reazioni redox sono-

Zn → Zn²⁺ +2e^-(mezza reazione di ossidazione)

Cu²⁺ + 2e^-→ Cu (mezza reazione di riduzione)

La cella elettrochimica basata su questa reazione è chiamata cella di Daniel.

La cella elettrochimica ha due semireazioni che utilizzano due semicelle unite tra loro da un ponte salino.

Un tubo a forma di U che racchiude una soluzione concentrata di un elettrolita inattivo come K₂SO₄, KCl, KNO₃, ecc. è un ponte di sale.

Dott.ssa Shruti Ramteke

Ciao a tutti, sono il dottor Shruti M Ramteke, ho conseguito il dottorato di ricerca. in chimica. Sono appassionato di scrittura e mi piace condividere le mie conoscenze con gli altri. Sentitevi liberi di contattarmi su linkedin