Comment identifier une réaction rédox

Avant d'apprendre à identifier une réaction Redox, il faut comprendre ce que l'on entend par réaction Redox. Les réactions redox sont considérées comme des réactions de transfert d'électrons. Il est inclus à la fois dans la chimie organique et dans la chimie inorganique. Il a reçu le nom 'Redox' car une réaction redox consiste en une réaction d'oxydation et une réaction réductrice. Déterminer le nombre d'oxydation est le point clé pour identifier une réaction redox. Cet article traite des types de réactions rédox, en donnant des exemples pour chaque réaction rédox, les demi-réactions d’une réaction redox, et explique également les règles de détermination des indices d’oxydation et des variations de ces indices..

Qu'est-ce qu'une réaction rédox?

Les réactions basiques acides sont caractérisées par un processus de transfert de protons. De même, les réactions d'oxydoréduction ou d'oxydoréduction impliquent un processus de transfert d'électrons. Une réaction redox a deux demi-réactions, à savoir la réaction d'oxydation et la réaction de réduction. La réaction d'oxydation implique la perte d'électrons et la réaction de réduction implique l'acceptation des électrons. Par conséquent, une réaction redox contient deux espèces, l'agent oxydant subit la demi-réaction d'oxydation et l'agent réducteur subit la demi-réaction réductrice. L'étendue de la réduction dans une réaction d'oxydoréduction est égale à l'étendue de l'oxydation; cela signifie que le nombre d'électrons perdus de l'agent oxydant est égal au nombre d'électrons acceptés par l'agent réducteur. C'est un processus équilibré en termes d'échange d'électrons.

Comment identifier une réaction rédox

Trouvez le numéro d'oxydation:

Pour identifier une réaction d'oxydo-réduction, nous devons d'abord connaître l'état d'oxydation de chaque élément de la réaction. Nous utilisons les règles suivantes pour attribuer des numéros d'oxydation.

• Les éléments libres, qui ne sont pas combinés avec d'autres, ont le numéro d'oxydation zéro. Ainsi, les atomes dans H₂, Br₂, Na, Be, Ca, K, O₂ et P₄ avoir le même nombre d'oxydation zéro.

• Pour les ions composés d'un seul atome (ions monoatomiques), le nombre d'oxydation est égal à la charge de l'ion. Par exemple:

N / a⁺, Li⁺ et K⁺ avoir le numéro d'oxydation +1.
F^-, je^-, Cl^- et br^- avoir le numéro d'oxydation -1.
Ba²⁺, Californie²⁺, Fe²⁺ et Ni²⁺ avoir le numéro d'oxydation +2.
O^2- et S^2- avoir le numéro d'oxydation -2.
Al³⁺ et Fe³⁺ avoir le numéro d'oxydation +3.

• Le nombre d'oxydation le plus commun d'oxygène est -2 (O^2-: MgO, H₂O), mais dans le peroxyde d'hydrogène, il est égal à -1 (O2^2- : H₂O₂).

• Le nombre d'oxydation d'hydrogène le plus courant est +1. Cependant, lorsqu'il est lié à des métaux des groupes I et II, le nombre d'oxydation est égal à -1 (LiH, NaH, CaH₂).
• Le fluor (F) n’indique qu’un état d’oxydation -1 dans tous ses composés, autres halogènes (Cl^-, Br^- et moi^-) ont des nombres d'oxydation négatifs et positifs.

• Dans une molécule neutre, la somme de tous les nombres d'oxydation est égale à zéro.

• Dans un ion polyatomique, la somme de tous les nombres d’oxydation est égale à la charge de l’ion.

• Les nombres d'oxydation ne doivent pas être uniquement des entiers.

Exemple: ion superoxyde (O2^2-) - L’oxygène a le statut d’oxydation -1/2.

Identifiez la réaction d'oxydation et la réaction de réduction:

Considérons la réaction suivante.

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

Étape 1: Déterminer l'agent oxydant et l'agent réducteur. Pour cela, nous devons identifier leurs numéros d'oxydation.

2Ca + O₂(g) -> 2CaO (s)
0 0 (+2) (-2)

Les deux réactifs ont le numéro d'oxydation zéro. Le calcium augmente son état d'oxydation de (0) -> (+2). C'est donc l'agent oxydant. À l'inverse, dans l'oxygène, l'état d'oxydation décroît de (0) -> (-2). Par conséquent, l'oxygène est l'agent réducteur.

Étape 2: Ecrire des demi-réactions pour l'oxydation et la réduction. Nous utilisons des électrons pour équilibrer les charges des deux côtés.

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

Étape 3: Obtention de la réaction rédox. En ajoutant (1) et (2), on peut obtenir la réaction redox. Les électrons dans les demi-réactions ne doivent pas apparaître dans la réaction redox équilibrée. Pour cela, il faut multiplier la réaction (1) par 2 puis l’ajouter à la réaction (2)..

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

Identifier les réactions redox

Exemple: Considérons les réactions suivantes. Lequel ressemble à une réaction rédox?

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

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

Dans une réaction d'oxydo-réduction, les nombres d'oxydation changent dans les réactifs et les produits. Il devrait y avoir une espèce oxydante et une espèce réductrice. Si le nombre d’oxydations des éléments dans les produits ne change pas, cela ne peut pas être considéré comme une réaction redox..

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

Ceci est une réaction redox. Parce que le zinc est l'agent oxydant (0 -> (+2) et le cuivre est l'agent réducteur (+2) -> (0).

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

Ce n'est pas une réaction d'oxydo-réduction. Parce que les réactifs et les produits ont les mêmes indices d’oxydation. H (+1), Cl (-1), Na (+1) et O (-2)

Types de réactions redox

Il existe quatre types de réactions d’oxydo-réduction: les réactions combinées, les réactions de décomposition, les réactions de déplacement et les réactions de dismutation..

Réactions de combinaison:

Les réactions combinées sont les réactions dans lesquelles deux substances ou plus se combinent pour former un seul produit..
A + B -> C
S (s) + O₂(g) -> SO₂(g)
S (0) O (0) S (+4), O (-2)

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

Réactions de décomposition:

Dans les réactions de décomposition, un composé se décompose en deux composants ou plus. C'est le contraire des réactions combinées.

C -> A + B
2HgO (s) -> 2Hg (l) + O₂(g)
Hg (+2), O (-2) Hg (0) O (0)

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

2 KClO₃(s) -> 2KCl (s) + 3O₂(g)

Réactions de déplacement:

Dans une réaction de déplacement, un ion ou un atome dans un composé est remplacé par un ion ou un atome d'un autre composé. Les réactions de déplacement ont de nombreuses applications dans l'industrie.

A + BC -> AC + B

Déplacement d'hydrogène:

Tous les métaux alcalins et certains métaux alcalins (Ca, Sr et Ba) sont remplacés par l'hydrogène de l'eau froide.

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

Déplacement de métal:

Certains métaux à l'état élémentaire peuvent déplacer un métal dans un composé. Par exemple, le zinc remplace les ions cuivre et le cuivre peut remplacer les ions argent. La réaction de déplacement dépend de la série d'activités de lieu (ou de séries électrochimiques).

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

Déplacement d'halogène:

Série d'activités pour les réactions de déplacement d'halogène: F₂ > Cl₂ > Br₂ > Je₂. En descendant dans la série des halogènes, le pouvoir oxydant diminue..

Cl₂(g) + 2KBr (aq) -> 2KCl (aq) + Br₂(l)
Cl₂(g) + 2KI (aq) -> 2KCl (aq) + I₂(s)
Br₂(l) + 2I^- (aq) -> 2Br^-(aq) + je₂(s)

Réactions de disproportionation:

C'est un type spécial de la réaction rédox. Un élément dans un état d'oxydation est simultanément oxydé et réduit. Dans une réaction de dismutation, un réactif doit toujours contenir un élément pouvant avoir au moins trois états d'oxydation.

2H₂O₂(aq) -> 2H₂O (l) + O₂(g)

Ici, le nombre d'oxydation dans le réactif est (-1), il augmente à zéro dans O₂ et diminue à (-2) en H₂O. Le nombre d'oxydation dans l'hydrogène ne change pas dans la réaction.

COMMENT IDENTIFIER UNE RÉACTION REDOX - Résumé

Les réactions redox sont considérées comme des réactions de transfert d'électrons. Dans une réaction d'oxydoréduction, un élément s'oxyde et libère des électrons et un élément réduit en gagnant les électrons libérés. L'étendue de l'oxydation est égale à l'étendue de la réduction en termes d'échange d'électrons dans la réaction. Il y a deux demi-réactions dans une réaction rédox; on les appelle demi-réaction d'oxydation et demi-réaction de réduction. Il y a une augmentation du nombre d'oxydation dans l'oxydation, de même le nombre d'oxydation diminue dans la réduction.

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