Fullstendig forklaring på redoksreaksjoner (reduksjon og oksidasjon) KOMPLETT

Redoksreaksjoner er kjemiske reaksjoner som forårsaker endringer i oksidasjonsnummeret til et element eller molekyl.

I hverdagen er det ofte redoksreaksjoner. Blant dem er rusten jern, råtnende grønnsaker. Følgende er en fullstendig forklaring på redoksreaksjonen

redoksreaksjoner

Forståelse av redoksreaksjoner

eksempler på redoksreaksjoner i kjemiske forbindelser

Redoksreaksjoner er kjemiske reaksjoner som forårsaker endringer i oksidasjonsnummeret til et element eller molekyl. Foruten å være preget av en endring i oksidasjonsnummeret, er denne reaksjonen også preget av tilsetning eller reduksjon av oksygen i et molekyl. Redoksreaksjoner oppstår på grunn av reduksjons- og oksidasjonsreaksjoner

Reduksjonsreaksjon

En reduksjonsreaksjon er en reaksjon der oksidasjonstallet synker gjennom fangst av elektroner eller frigjøring av oksygen til et molekyl, atom eller ion. Eksempler på reduksjonsreaksjoner:

Cu reduksjonsreaksjon

Oksidasjonsreaksjon

Oksidasjonsreaksjoner er reaksjoner der oksidasjonstallet øker ved å frigjøre elektroner eller tilsette oksygen til et molekyl, atom eller ion. Eksempel:

Oksidasjonsreaksjon av Zn

I en redoksreaksjon kombineres reduksjons- og oksidasjonsreaksjonene ovenfor slik at de samtidig blir en enhetlig redoksreaksjon:

I tillegg til eksemplene på redoksreaksjoner ovenfor, er andre eksempler på redoksreaksjoner som følger:

Eksempler på redoksreaksjoner

Nonredox reaksjon

Er en reaksjon som ikke involverer oksidasjons- og reduksjonsreaksjoner. Det er ingen tillegg eller subtraksjon av oksidasjonsnummeret fra systemet.

Eksempel:

Autoredox-reaksjon

I redok-reaksjonen er det kjent som en autoredox-reaksjon, eller det kan også kalles en disproporsjoneringsreaksjon, som er en reaksjon der et stoff kan gjennomgå en reduksjons- og oksidasjonsreaksjon. Eksempel:

Et eksempel på en autoredox-reaksjon

I den ovennevnte reaksjonen blir Cl2 redusert til KCl hvor oksidasjonsantallet av Cl (0) synker til Cl (-1). I tillegg til å bli redusert, gjennomgår Cl2 også en oksidasjonsreaksjon, nemlig tilsetning av oksidasjonsnummeret. Cl2 oksyderer fra oksidasjonsnummeret Cl (0) til Cl (+1).

Les også: Typer kooperativer (komplette) og deres definisjoner

Redox Reaction Equalizing

Det er to måter å utjevne reedoksreaksjonen, nemlig halvreaksjonsmetoden og måten å endre oksidasjonsnummeret på. Måten å utjevne redoksreaksjonen med halvreaksjonssystemet utføres i følgende trinn:

Eksempel 1:

I eksempel 1 ved bruk av reaksjonsutjevning ved anvendelse av reaksjons separasjonsmetoden.

Følgende er trinnene for å utjevne en redoksreaksjon:

Reaksjon:

Reaksjonsutjevningstrinn:

1. stadie : Deler reaksjonen i to sider av reaksjonsformen, nemlig den første og den andre. Hver av disse ligningene er en ligning for reduksjonsreaksjonen og oksidasjonsreaksjonen

Trinn 2 : Balanserer antall elementer som er tilstede i en redoksreaksjon, i følgende ligning er det en ekvivalent ved å skrive 2 på antall Cr i produkt- eller produktseksjonen.

Trinn 3 :

Videre tilsetning av elementer eller molekyler som ikke er skrevet i reaksjonen. På dette stadiet er det tilsetning av vannmolekyl (H2O) (hvis reaksjonen foregår under sure forhold, tilsetning av vann i den delen som mangler O-atomer, men hvis reaksjonen skjer i en alkalisk atmosfære, tilsettes aor til atomer med overskytende O-atomer) tilsettes.

I denne reaksjonen er det et tillegg til utbyttet eller produktet. Etter det utjevnes antallet molekylære koeffisienter, som angir mengden av hvert element i molekylet.

Trinn 4 : Balansere hydrogenatomet med ionet (H +) hvis atmosfæren er sur eller med ionet (OH-) hvis atmosfæren er basisk. Fordi reaksjonen er i sur tilstand, tilsettes (H +) ionen til reaksjonen. Tilsetning av H + -ioner et antall H-elementer som finnes i produkt- eller produktseksjonen.

Trinn 5 : Etter å ha utlignet antall elementer i reaksjonsseksjonen (venstre) og produktseksjonen (høyre), er neste trinn å utjevne oksidasjonstallene til de to sidene, enten høyre eller venstre. Denne utjevningen ved å legge til elektroner til høyre eller venstre for reaksjonsligningen

Trinn 6: Den siste fasen av utjevningsreaksjonen er rekombinasjonen av de to tidligere separerte reaksjonene og utjevning av antall elektroner ved siden av høyre eller venstre side av de to reaksjonene.

Les også: 33+ eksempler på kjemiske endringer rundt oss [+ full forklaring]

I denne kombinerte reaksjonen multipliseres den andre delen av reaksjonen med 6 proporsjonalt med antall elektroner i den første delen av reaksjonen. På denne måten vil kombinasjon av de to reaksjonene fjerne 6e av hverandres elektronioner.

Endelig reaksjon:

Metoden ovenfor er en utjevning av oksidasjonsnummeret ved å dele reaksjonen i 2 reaksjoner. Bortsett fra at det er måter utjevning av redoksreaksjoner på en måte endring i oksidasjonsnummer.

Følgende er trinnene for å utjevne reaksjonen ved å endre oksidasjonsnummeret:

Reaksjon:

1. Balansere (utjevne) elementene som opplever en endring i oksidasjonsnummeret

2. Bestem oksidasjonstilstandene til disse elementene og bestem endringene

3. Å utjevne de to oksidasjonstilstandene ved å multiplisere Br2 med 5 (i henhold til reduksjonen av MnO4- som er (-5)), og MnO4- multiplisere med 2 (tilsvarende oksidasjonen av Br (+2))

4. Bestem belastningen på venstre og høyre side

5. Utjevning av hydrogenatomene i venstre og høyre del ved å tilsette H2O.

6. Utjevne belastningen ved å:

a) Hvis ladningen på venstre side er mer negativ, så legg til H + -ioner like mye som ladningsforskjellen (dette betyr at reaksjonen finner sted i en sur atmosfære)

b) Hvis ladningen på høyre side er mer positiv, så tilsett OH-ion like mye som ladningsforskjellen (dette betyr at reaksjonen finner sted i en alkalisk tilstand)

7. Det siste trinnet er å kontrollere atomnummeret til reaksjonsdelene (venstre) og produktdelene (høyre). Er det lik ennå, hvis det betyr at den endelige ligningen er


Henvisning: Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner

Siste innlegg