Redoxreaktionen Redox
Redox-Reaktionen oder Oxidations-Reduktions-Reaktionen. hat eine Reihe von Ähnlichkeiten mit Säure-Base-Reaktionen. Grundsätzlich Redoxreaktionen sind eine Familie von Reaktionen, die mit der Übertragung von Elektronen zwischen den Spezies angeht. Wie Säure-Base-Reaktionen sind Redox-Reaktionen aufeinander abgestimmt - Sie keine Oxidationsreaktion zur gleichen Zeit geschieht ohne Reduktionsreaktion haben. Oxidation bezieht sich auf den Verlust von Elektronen. während einer Verringerung von Elektronen bezieht sich auf die Verstärkung. Jede Reaktion selbst wird als „Halbreaktion“ genannt, nur weil wir brauchen zwei (2) Halbreaktionen eine ganze Reaktion zu bilden. In Redox-Reaktionen notating, schreiben Chemiker typischerweise aus den Elektronen ausdrücklich:
Cu (s) ----> Cu 2+ + 2 e -
Diese Halbreaktion sagt, dass wir aus massivem Kupfer haben (ohne Gebühr) oxidiert werden (Verlust von Elektronen) mit einem Plus 2 Ladung eine Kupferionen zu bilden. Beachten Sie, dass, wie die Stöchiometrie Notation, haben wir eine „Balance“ zwischen beiden Seiten der Reaktion. Wir haben ein (1) Kupferatom an beiden Seiten, und die Ladungen als auch balancieren. Das Symbol „e -“ steht für ein freies Elektron mit einer negativen Ladung, der jetzt gehen kann und einige andere Arten, wie in der Halbreaktion reduzieren:
2 Ag + (aq) + 2 e - ------> 2 Ag (s)
Hier ist zwei Silberionen (Silber mit einer positiven Ladung) werden durch die Zugabe von zwei (2) Elektronen reduzieren massives Silber zu bilden. Die Abkürzungen „aq“ und „s“ bedeuten wässrige und feste, respectively. Wir können nun kombinieren die zwei (2) Halbreaktionen eine Redox-Gleichung zu bilden:
Wir können auch die einzelnen Komponenten dieser Reaktionen diskutieren wie folgt. Wenn eine Chemikalie ist eine andere Substanz verursacht, oxidiert zu werden, nennen wir es das Oxidationsmittel. In der obigen Gleichung ist Ag + das Oxidationsmittel, weil es Cu (s) bewirkt, daß Elektronen verlieren. Oxidantien erhält in dem Prozess durch ein Reduktionsmittel reduziert. Cu (s) ist natürlich das Reduktionsmittel in diesem Fall, wie es Ag + bewirkt, daß Elektronen gewinnen.
Arbeiten mit Redox-Reaktionen ist grundsätzlich eine Buchhaltung Problem. Sie müssen in der Lage, für alle Elektronen zu berücksichtigen, da sie von einer Spezies auf eine andere übertragen. Es gibt eine Reihe von Regeln und Tricks für Redox-Reaktionen Ausgleich, aber im Grunde alle einkochen mit jedem der beiden Halbreaktionen einzeln zu tun hat. Betrachten wir zum Beispiel die Reaktion von Aluminiummetall-Aluminiumoxid (Al2 O3) zu bilden. Die unausgeglichene Reaktion ist wie folgt:
Suchen Sie bei jeder Halbreaktion getrennt:
Diese Reaktion zeigt, Aluminiummetall ein Aluminium-Ion mit einer Ladung +3 zu bilden, oxidiert wird. Die Halbreaktion zeigt Sauerstoff zwei (2) Sauerstoffionen zu bilden, reduziert zu werden, die jeweils mit einer Ladung von -2.
Wenn wir diese zwei (2) Halbreaktionen zu kombinieren, müssen wir die Zahl der Elektronen auf beiden Seiten gleich machen. Die Zahl 12 ist ein gemeinsames Vielfaches von drei (3) und vier (4), so multiplizieren wir die Aluminium Reaktion durch vier (4) und die Sauerstoffreaktion durch drei (3) 12 Elektronen auf beiden Seiten zu erhalten. Nun einfach die Reaktionen kombinieren. Beachten Sie, dass wir 12 Elektronen auf beiden Seiten haben, die auslöschen. Der letzte Schritt ist es, das Aluminium und Sauerstoff-Ionen auf der rechten Seite zu kombinieren, um eine Quer multiply Technik:
Kümmert sich um die Anzahl der Atome, sollten Sie am Ende mit:
Eines der nützlicheren Berechnungen in Redox-Reaktionen ist die Nernst-Gleichung. Diese Gleichung ermöglicht es uns, das elektrische Potential einer Redox-Reaktion in „Nicht-Standard“ Situationen zu berechnen. Es gibt Tabellen, wie viel Spannung oder Potential, ist eine Reaktion erzeugen kann oder verbrauchen. Diese Tabellen, als Standardpotential Tabellen bekannt ist, werden durch Messung des Potentialstellt „Standard“ -Bedingungen, mit einem Druck von 1 bar (≅1 atm), eine Temperatur von 298 ° K (oder 25 ° C oder Raumtemperatur) und mit einer Konzentration von 1,0 M für jedes der Produkte. Das Standardpotential oder E °, um einen Faktor korrigiert wird, dass die tatsächliche Temperatur der Reaktion enthält, überträgt die Anzahl der Mole von Elektronen ist, und die Konzentrationen der Redox- Reaktanden und Produkte. Die Gleichung lautet:
Vielleicht ist der beste Weg, um diese Gleichung zu verstehen ist durch ein Beispiel. Angenommen, wir haben diese Reaktion:
Fe (s) + Cd 2+ (aq) ------> Fe 2+ (aq) + Cd (n)
Bei dieser Reaktion Eisen (Fe) wird zu Eisen (II) ionen oxidiert wird, während die Cadmium-Ionen (Cd 2+) in wässriger Lösung wird Feststoff Cadmium reduziert. Die Frage ist: Wie funktioniert diese Reaktion in „non-standard“ Bedingungen verhalten?
Das erste, was zu beantworten ist, wie es in Standardbedingungen verhält? Wir müssen für jede Halbreaktion an dem Standardpotential suchen, kombinieren sie dann ein Netto-Potential für die Reaktion zu erhalten. Die zwei (2) Halbreaktionen sind:
Fe 2+ (aq) + 2 e - ------> Fe (s), E ° = -0,44 V
Cd 2+ (aq) + 2 e - ------> Cd (s), E ° = -0,40 V
Beachten Sie, dass beide Halbreaktionen werden als Minderung gezeigt - die Spezies gewinnt Elektronen und wird zu einer neuen Form verändert. Aber in der vollständigen Umsetzung oben wird Fe oxidiert, so dass die Halbreaktion muss umgekehrt werden. Ganz einfach, das Potenzial für die Halbreaktion von Eisen ist jetzt 0,44 V. das Potenzial für die gesamte Reaktion zu erhalten, fügen wir das zwei (2) Halbreaktionen bis zu bekommen 0,04 V für das Standardpotential.
Die Frage ist nun: Was ist das Gesamtpotential (in Volt) für eine Nicht-Standard-Reaktion? Nehmen wir an, dass wir wieder die gleiche Reaktion haben, außer wir jetzt 0,0100 M Fe 2+ haben anstelle des Standard 1.0 M. Wir müssen die Nernst-Gleichung verwenden, um uns zu helfen, diesen Wert zu berechnen. Wenn Sie gehen auf die Halbreaktion Rechner Redox. Sie sollten feststellen, dass die Reaktion ausgewählt und die entsprechenden Werte in die Felder eingetragen. Da wir haben keine Spezies „B“ oder „D“ haben wir Null für ihre Konzentrationen eingegeben. Die Konzentration des festen Fe 1,0 M (tatsächlich Konzentrationen von Feststoffen und Lösungsmittel (Flüssigkeiten) treten nicht in die Nernst-Gleichung, aber wir setzen sie auf 1,0, so dass die Mathematik funktioniert). Wenn Sie auf dem „Auswerten“ klicken, sollten Sie lernen, dass das Standardpotential -0,44 V ist, während das Nicht-Standard-Potential -0,5 V. Wenn Sie auf dem Rechner nach unten scrollen, Sie 0,5 als die ersten Halbreaktion eingehen können. Wir wieder das Zeichen ändern, da wir tatsächlich die Fe Reaktion Umkehren
Die Verwendung des Rechners wieder, berechnen wir das Nicht-Standard-Potential der Cd-Reaktion. Angenommen, wir haben jetzt eine Konzentration von Cd 2+ von 0,005 M, was ist ihr Potenzial? Der Rechner soll ein Standardpotential von -0,4 V und ein Nicht-Standard-Potential von -0,47 V. Diesem Wert in dem Feld für die zweite Halbreaktion zurück, dann klicken Sie auf „Auswerten“. Sie sollten lernen, dass die Netto-Nicht-Standard-Potential 0,03 V, etwas kleiner als der Wert des Netto-Standardpotential. Da dieser Wert von 0,04 V kleiner als das Netto-Standardpotential ist, gibt es eine geringere Tendenz für diese Reaktion Elektronen von Reaktanten zu Produkten zu übertragen. Mit anderen Worten, wird weniger Eisen oxidiert und Cadmium wird als bei Standardbedingungen reduziert werden.
Testen Sie Ihre Verwendung des Redox-Rechners durch das Netto-Standardpotential für diese Reaktion Berechnung:
2 Ag + (aq, 0,80 M) + Hg (l) ------> 2 Ag (s) + Hg 2+ (aq, 0.0010M)
Antwort: 0,025 V. Da der Wert positiv ist, wird die Reaktion der Produkte angegeben bilden arbeiten. Negative Werte des Potentials zeigen, dass die Reaktion als Reaktanden zu bleiben neigt und nicht die Produkte bilden. Das Netto-Standardpotential für diese Reaktion beträgt 0,01 V - da das Nicht-Standard-Potential, das höher ist, wird diese Reaktion bildet Produkte als die Standardreaktion.
Freie Energie und das Standardpotential können auch durch die folgende Gleichung in Beziehung gesetzt werden:
& dgr; G = Änderung der freien Energie
n = Anzahl der Mole
Wenn eine Reaktion ist spontan. es wird eine positive E o haben. und & dgr; G negativ, und ein großer Wert K (wobei K die Gleichgewichtskonstante-dies in dem Kinetik Abschnitt diskutiert wird).
Die Energie in jeder spontanen Redoxreaktion freigesetzt wird, kann elektrische Arbeit unter Verwendung eine elektrochemischen Zelle durchzuführen, verwendet wird (eine Vorrichtung, bei der Elektronenübertragung einen externen Weg gezwungen wird, zu übernehmen, anstatt direkt zwischen den Reaktanden des Gehens. Zwischen Zink und Kupfer des Reaktions Denken. Stattdessen ein Stück Zink direkt in eine Lösung, die Kupfer das Vergebens, können wir eine Zelle, in der festen Stücke von Zink und Kupfer sind in zwei unterschiedlichen Lösungen, wie Natriumnitrat. die beiden Feststoffe werden als Elektroden. die Anode ist die Elektrode, wo Oxidation platziert bilden auftritt und Masse verloren geht, wo als die Kathode ist die Elektrode, wo die Reduktion stattfindet und Masse gewonnen wird. die beiden Elektroden durch einen Schaltkreis und die zwei (2) Lösungen verbunden sind, durch eine „Salzbrücke“ verbunden sind, die Ionen hindurchtreten können. die Anionen sind die negativen Ionen, und sie bewegen sich in Richtung der Anode. die Kationen sind die positiven Ionen und sie bewegen sich in Richtung der Kathode.
Das folgende ist ein Diagramm einer elektrochemischen Zelle mit Zink und Kupfer als Elektroden wirken.
Ein externer elektrischer Strom an einer elektrochemischen Zelle angeschlossen werden die Elektronen nach hinten gehen machen. Dieser Vorgang wird als Elektrolyse bezeichnet. Dies wird verwendet, zum Beispiel etwas vergoldet zu machen. Sie würden das Kupfer in einer Lösung mit Gold setzen und einen Strom hinzuzufügen, die die Goldionen bewirkt, das Kupfer zu binden und damit die Kupferbeschichtung. Die Zeit, Strom und Elektronen benötigt bestimmen, wie viel „Beschichtung“ auftritt. Der Schlüssel zur Lösung Elektrolyse Probleme lernt, wie man zwischen den Einheiten zu konvertieren. Nützliche Informationen: 1 A = 1 C / sec; 96.500 Coulomb kann ein (1) Mol e produzieren -; die Elektronen benötigt wird, durch die Ladung des Ions bestimmt beteiligten
Beispiel Problem: Wenn Sie zu beschichten einen Streifen mit Aluminium versuchen, und Sie haben einen Strom von 10,0 A (Ampere) für eine Stunde ausgeführt wird, welche Masse von Al gebildet?
Die Lösung dieses Problems beinhaltet eine lengthly Einheit Umwandlungsprozess:
Praxis Redox Problem: das Gleichgewicht der folgenden Redox-Reaktion in saurer Lösung:
Praxis Electrolysis Problem: Es dauert 2,30 min, einen Strom von 2,00 A verwendet sämtliches Silber plattieren aus 0,250 l einer Lösung, die Ag +. Was war die ursprüngliche Konzentration von Ag + in Lösung?