3 Redox-Reaktionsschritte: Redox-Reaktionsprozess und Fakten dazu

Die Reaktionen, die Oxidation und Reduktion beinhalten, werden Redox-Reaktionen genannt. Redoxreaktionen werden auch als Elektronentransferreaktionen bezeichnet.

Oxidations-Reduktions-Reaktion ist die chemische Reaktion, bei der Elektronen von einer Atomart auf eine andere Art übertragen werden. Molekulare Gleichungen: Es ist die molekulare Form von Reaktanten und Produkten, die als molekulare Gleichung bezeichnet wird. Ionengleichungen: Die Reaktion besteht aus Reaktanten und Produkten in Ionenform, die als Ionengleichungen bezeichnet werden.

Molekülgleichung wie folgt

2FeCl₃ + SnCl₂ → 2FeCl₂ + SnCl₄

Ionengleichung wie folgt

2Fe³⁺ + schn²⁺ → 2Fe²⁺ + schn⁴⁺

4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Bei diesem Redoxreaktionsprozess wurde HCl zu Cl oxidiert₂ und MnO₂ wurde zu MnCl reduziert_2.

• Beispiel 1
• Beispiel 2
• Beispiel 3
• Beispiel 4

Oxidationszahl:

Die Oxidationszahl ist die Ladung auf dem Atom eines beliebigen Elements, wenn es sich im ionischen oder kombinierten Zustand befindet. Die Oxidationszahl ist auch die Oxidationsstufe.

Regeln zur Berechnung der Oxidationszahl für den Redoxreaktionsprozess:

1. Die Oxidationszahl ist Null, wenn sich jedes Atom in seinem elementaren Zustand befindet.
2. Die Oxidationszahl einatomiger Ionen ist gleich der Ladung darauf.
3. H hat eine Oxidationszahl von +1, wenn es mit Nichtmetallen kombiniert wird, und eine Oxidationszahl von -1, wenn es mit aktiven Metallen wie Calcium, Natrium usw. kombiniert wird. Bsp.: In Hydriden wie NaH, CaH₂.
4. Sauerstoff hat die Oxidationszahl -2, ausgenommen Peroxide wie Na₂O₂,H₂O₂usw. wo es -1 und OF ist₂ wo es +2 ist.
5. Die Oxidationszahlen von Alkali- und Erdalkalimetallen haben +1 bzw. +2.
6. Halogene haben in Metallhalogeniden die Oxidationszahl -1.
7. In Metallen und Nichtmetallverbindungen haben Metalle eine positive Oxidationszahl, während Nichtmetalle eine negative Oxidationszahl haben.
8. Wenn die Verbindungen zwei verschiedene Elemente aufweisen, hat das Element, das von Natur aus elektronegativer ist, negative Oxidationszahlen, obwohl das andere eine positive Oxidationszahl hat.
9. In neutrale Moleküle Summe der Oxidation Anzahl aller Teilchen ist Null.
10. Wenn die Verbindungen enthalten Komplexe Ionen, entspricht die Summe der Oxidationszahlen ganzer Atome der Ladung des Ions.

Beispiel 1: Oxidationszahl von Cr in CrO₅

Nach herkömmlicher Methode:

CrO₅ dh Cr=x und O₅= 5 x (-2)

Also x + 5 x (-2) = 0

oder x = +10 (falsch)

Die Oxidationszahl 10 für Cr ist falsch, weil sie nicht größer als +6 sein kann, laut maximaler Zahl der Valenzelektronen, 3d⁵, 4s¹.

Die Oxidationszahl von Cr wird durch das chemische Bindungsverfahren seit CrO berechnet₅ enthält außer Cr=O eine Peroxidbindung

Durch chemische Bindungsmethode

Struktur von CrO₅ is

Die Oxidationszahl von Cr in CrO5 wird berechnet als

Für Cr = x

Für Cr=O = 1 x (-2)

Für OO = 4 x (-1)

dh x + 1 x (-2) + 4 x (-1) = 0

x – 2 – 4 = 0 oder x = -6

Einige wichtige Begriffe für den Ablauf von Redoxreaktionen:

Oxidation (Entelektronierung)–

Der Verlust von Elektronen oder die Erhöhung der Oxidationszahl seines Atoms ist Oxidation.

Oxidationsmittel –

Es nimmt Elektronen auf (Elektronenakzeptor) oder die Oxidationszahl der Atome nimmt ab.

Reduktion (Elektronierung) –

Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen oder die Abnahme der Oxidationszahl von Atomen.

Reduktionsmittel -

Es gibt Elektronen (Elektronendonor) oder die Oxidationszahl von Atomen erhöht.

+6 +2 +3 +3

Cr₂O₇ + Fe → Cr + Fe

OA RA

Hier nimmt die Oxidationszahl von Cr um 3 von +6 auf +3 ab

Und die Oxidationszahl von Fe steigt um 1 als +2 bis +3

Arten von Redoxreaktionsprozessen Redoxreaktionsschritte:

1. Intermolekulare Redoxreaktion

Bei dieser Reaktion wird ein Stoff oxidiert und ein anderer reduziert.

2Al + Fe₂O₃ → al₂O₃ + 2Fe

Al wird zu Al oxidiert₂O₃;; Fe₂O₃ wird zu Fe reduziert

• Intramolekulare Redoxreaktion

Redox Reaktion bestehen aus einem Element einer Verbindung wird oxidiert und ein anderes reduziert.

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Cl(+5) in KClO₃ wird zu Cl(-1) reduziert; Ö₂(-2) in KClO₃ zu O oxidiert wird₂(0)

• Disproportionierungsreaktion (Auto-Redox)

Ein Molekül derselben Substanz wird auf Kosten eines anderen reduziert, das oxidiert wird.

Ausgleichende Redoxgleichung nach Oxidationszahlmethode:

Dieses Verfahren basiert auf dem Prinzip, dass jede Erhöhung der Oxidationszahl durch eine Verringerung kompensiert werden muss. Diese Methode besteht aus den folgenden Schritten.

1. Beachten Sie die Elemente, deren Oxidationszahlen sich ändern.
2. Wählen Sie die geeigneten Koeffizienten für die Oxidations- und Reduktionsmittel so, dass die Gesamtabnahme der Oxidationszahl des Oxidationsmittels gleich der Gesamtzunahme der Oxidationszahl des Reduktionsmittels wird.

Beispiel 2: CuO + NH₃ → Cu + N₂ + H₂O

In der obigen Gleichung nimmt die Oxidationszahl von Cu von +2 (in CuO) auf 0 (in Cu) ab, während die von N von -3 (in NH) zunimmt₃) auf 0 (in N₂) und daher:

Um die Gesamtzunahme von ON (=3) mit der Gesamtabnahme von ON (=2) auszugleichen, sollten wir drei Atome Cu für jeweils zwei Atome N haben, und daher sollte die Gleichung wie folgt geschrieben werden:

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + H₂O

Um die O-Atome auszugleichen, sollten wir nun 3H hinzufügen₂O-Molekül auf der rechten Seite. Daher:

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Ausgleichen von Redox-Gleichungen durch die Ionen-Elektronen-Methode – durch die Verwendung von Halbreaktionen

1. Teilen Sie die ganze Gleichung in zwei halbe Reaktionen, in der einen Hälfte gehen Reaktionsänderungen durch Reduktionsmittel und die andere Hälfte geht durch Oxidationsmittel.
2. Gleichen Sie die beiden Halbreaktionen gleich der Anzahl der Atome jedes Elements in der Reaktion aus. Für diesen Zweck:
3. Gleichen Sie für jede Halbreaktion die anderen Atome als H und O aus, indem Sie einfache Vielfache verwenden.
4. H₂O und H⁺werden in neutralen und sauren Lösungen zum Ausgleich von Sauerstoff- und Wasserstoffatomen zugesetzt. Das Sauerstoffatom wird zuerst ausgeglichen und für jedes zusätzliche Sauerstoffatom auf einer Seite der Gleichung wird ein H hinzugefügt₂O-Molekül auf die andere Seitengleichung. Verwenden Sie jetzt H⁺ Wasserstoffatome auszugleichen.
5. In alkalischen Lösungen OH^- könnte genutzt werden. Gleiche die Gleichung für jedes zusätzliche Atom auf einer Seite aus, indem du ein H hinzufügst₂O auf die gleiche Seite und addiere 2H^- zur anderen Seitengleichung. Wenn der Wasserstoff immer noch unausgeglichen ist, gleichen Sie die Gleichung aus, indem Sie ein OH hinzufügen^- für jedes weitere Wasserstoffatom auf der gleichen Seite und ein H₂O auf die andere Seite der Gleichung.
6. Gleichen Sie die Ladungen auf beiden Seiten der Gleichung aus, indem Sie Elektronen zu der Seite hinzufügen, die unzureichende negative Ladungen hat.
7. Multiplizieren Sie mit geeigneter Zahl eine oder beide Halbreaktionen, so dass bei der Addition der beiden Gleichungen die Elektrongets ausgeglichen sind.
8. Beide ausgeglichenen Halbreaktionen addieren sich und heben ggf. gemeinsame Terme auf beiden Seiten auf. Beachten Sie auch, dass sich alle Elektronen aufheben.

Beispiel 3: Fe²⁺ + MnO₄^- + H⁺ → Min²⁺ + Fe³⁺ + H₂O

Die obige Redoxreaktion findet in saurem Medium statt und kann in die folgenden zwei Halbreaktionen unterteilt werden, die den Redoxreaktionsprozess und die Redoxreaktionsschritte zeigen:

MnO₄^-    → Mn²⁺ ……Reduktionshalbreaktion

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

Und Fe²⁺ → Fe³⁺ …….Oxidationshalbreaktion

        (Fe=+2) (Fe=+3)

Für die Reduktionshalbreaktion,

1. Zum Ausgleich des O-Atoms 4H hinzufügen₂O nach rechts zu bekommen.

MnO₄^- → Min²⁺ + 4H₂O

1. Zum Ausgleich von H-Atomen 8H hinzufügen⁺ auf der linken Seite zu bekommen.

MnO₄^- + 8H⁺→ Min²⁺ + 4H₂O

1. Für den Ausgleich der Gebühren addieren Sie 5e^- auf der linken Seite zu bekommen.

MnO₄^- + 8H⁺ +5e^- → Min²⁺ + 4H₂O (ich)

Für die Oxidationshalbreaktion,

Gleichen Sie die Ladungen auf beiden Seiten aus, indem Sie 1 addierene- auf der linken Seite zu bekommen,

Fe²⁺ → Glaube³⁺ + e^-

5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e^-(ii) oder

Durch Hinzufügen von Gleichung (i) und (ii) erhalten wir:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Min²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺

Dies ist die ausgeglichene Gleichung.

Elektrochemische Zelle

Die Zelle oder Vorrichtung, die elektrischen Strom aus einer chemischen (Redox-)Reaktion erzeugt, ist eine elektrochemische Zelle, dh Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie.

Diese Redoxreaktion umfasst zwei Reaktionshälften, eine ist die Oxidationshalbreaktion und die andere ist die Reduktionshalbreaktion.

Beispiel 4: Zn + CuSO₄→ZnSO₄ + cu

Zn + CuSO₄→ZnSO₄ + cu

Oder Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + cu

Zwei Halbreaktionen dieser Redoxreaktionen sind-

Zn → Zn²⁺ +2e^-(Oxidationshalbreaktion)

Cu²⁺ + 2e^-→ Cu (Reduktionshalbreaktion)

Die auf dieser Reaktion basierende elektrochemische Zelle wird als Daniel-Zelle bezeichnet.

Elektrochemische Zelle hat zwei Halbreaktionen unter Verwendung von zwei Halbzellen, die durch eine Salzbrücke miteinander verbunden sind.

Ein U-förmiges Rohr, das eine konzentrierte Lösung eines inaktiven Elektrolyten wie K₂SO₄, KCl, KNO₃usw. ist eine Salzbrücke.

Dr. Shruti Ramteke

Hallo zusammen, ich bin Dr. Shruti M Ramteke, ich habe meinen Ph.D. gemacht. in Chemie. Ich schreibe leidenschaftlich gerne und teile mein Wissen gerne mit anderen. Kontaktieren Sie mich gerne über LinkedIn