2Mg(s) + O ₂ (g) →2Mg ^{2 +} + 2O ^{2 —}

Два иона, положительный (Mg ^{2 +} ) и отрицательный (O ^2- ) присутствуют на стороне продукта, и они немедленно объединяются, образуя сложный оксид магния (MgO) из-за их противоположных зарядов (электростатическое притяжение) . В любой данной окислительно-восстановительной реакции есть две полуреакции – полуреакция окисления и полуреакция восстановления. Сумма этих двух полуреакций и есть окислительно-восстановительная реакция.

Метод балансировки полуреакции

Рассмотрим реакцию ниже:

Cl ₂ + 2Fe ²⁺ → 2Cl ⁻ + 2Fe ³⁺

Два задействованных элемента, железо и хлор, изменяют степень окисления; железо от +2 до +3, хлор от 0 до -1.Тогда фактически происходят две -полу-реакции. Эти изменения можно представить в формулах, вставив соответствующие электроны в каждую полуреакцию:

Fe ^{2 +} → Fe ^{3 +} + e ⁻

Cl ₂ + 2e ⁻ → 2Cl ⁻

Имея две полуреакции, зная соответствующие электродные потенциалы, можно таким же образом получить полную (исходную) реакцию.Разложение реакции на полуреакции является ключом к пониманию различных химических процессов. Например, в приведенной выше реакции можно показать, что это окислительно-восстановительная реакция, в которой Fe окисляется, а Cl восстанавливается. Обратите внимание на перенос электронов от Fe к Cl. Разложение также является способом упростить балансировку химического уравнения. Химик может атомировать баланс и балансировать заряд по одной части уравнения за раз.

Например:

• Fe ²⁺ → Fe ³⁺ + e ^— становится 2Fe ²⁺ → 2Fe ³⁺ + 2e ^—
• добавляется к Cl ₂ + 2e ^— → 2Cl ^—
• и, наконец, становится Cl ₂ + 2Fe ²⁺ → 2Cl ^— + 2Fe ³⁺

Также возможно, а иногда и необходимо рассматривать полуреакцию в основных или кислых условиях, поскольку в окислительно-восстановительной реакции может быть кислый или основной электролит.Из-за этого электролита может быть труднее удовлетворить баланс как атомов, так и зарядов. Это делается путем добавления H ₂ O, OH ^—, e ^— и/или H ⁺ в любую сторону реакции до тех пор, пока атомы и заряды не будут сбалансированы.

Рассмотрим приведенную ниже полуреакцию:

PbO ₂ → PbO

OH ^— , H ₂ O и e ^— можно использовать для балансировки зарядов и атомов в основных условиях.

2e ^— + H ₂ O + PbO ₂ → PbO + 2OH ^—

Снова рассмотрим приведенную ниже полуреакцию:

PbO ₂ → PbO

H ⁺ , H ₂ O и e ^— можно использовать для балансировки зарядов и атомов в кислых условиях.

2e ^— + 2H ⁺ + PbO ₂ → PbO + H ₂ O

Обратите внимание, что обе стороны сбалансированы как по заряду, так и по атомам.

Часто в кислых и основных условиях присутствуют как H ⁺ , так и OH ^— , но в результате реакции двух ионов образуется вода H ₂ O (показано ниже):

H ⁺ + OH ^— → H ₂ O

Окисление и восстановление

Окисление и сокращение

Окислительно-восстановительный Реакции

Термин окисление изначально использовался для описания реакции, в которых элемент соединяется с кислородом.

Пример: Реакция между металлическим магнием и кислородом образование оксида магния включает окисление магния.

Термин сокращение происходит от латинской основы, означающей «вернуть назад». Все, что ведет обратно к поэтому металлический магний включает восстановление.

Реакция между оксидом магния и углеродом при 2000С до из металлического магния и монооксида углерода является примером восстановление оксида магния до металлического магния.

После открытия электронов химики убедились что окислительно-восстановительные реакции связаны с переносом электронов от одного атома к другому. С этой точки зрения, реакция между магнием и кислородом записывается следующим образом.

2 Mg + O ₂ 2 [Mg ²⁺ ][O ^2- ]

В ходе этой реакции каждый атом магния теряет два электронов с образованием иона Mg ²⁺ .

Mg Mg ²⁺ + 2 e ^—

И каждая молекула O ₂ получает четыре электрона, образуя пара ионов O ^2-.

О ₂ + 4 e ^— 2 О ^2-

Поскольку электроны не создаются и не разрушается в результате химической реакции окисления и восстановления. связаны. Одно без другого невозможно, как показано на рисунке ниже.

Роль окисления Числа в окислительно-восстановительных реакциях

Химики в конце концов расширили идею окисления и сведение к реакциям, формально не связанным с переносом электронов.

Рассмотрим следующую реакцию.

CO( г ) + H ₂ O( г ) CO ₂ ( г ) + H ₂ ( г )

Как видно на рисунке ниже, общее количество электронов на валентной оболочке каждого атома остается постоянным в эта реакция.

Что изменяется в этой реакции, так это степень окисления этих атомы. Степень окисления углерода увеличивается с +2 до +4, а степень окисления водорода уменьшается с +1 до 0,

Поэтому лучше всего подходят окисление и восстановление. определяется следующим образом. Окисление происходит, когда степень окисления атома становится больше. Сокращение происходит, когда степень окисления атома становится меньше.

Степень окисления в сравнении с Истинный заряд на ионах

Термины ионный и ковалентный описывают крайности континуума связи.есть какая-то ковалентная характер даже в самых ионных соединениях и наоборот.

Полезно подумать о соединениях основной группы металлов, как если бы они содержали положительные и отрицательные ионы. То химия оксида магния, например, легко понять если предположить, что MgO содержит Mg ²⁺ и O ^2- ионы. Но никакие соединения не являются на 100% ионными. Есть экспериментальный доказательства, например, что истинный заряд магния и атомов кислорода в MgO +1.5 и -1,5.

Степени окисления обеспечивают компромисс между мощной моделью окислительно-восстановительных реакций, основанных на предположении, что эти соединения содержат ионы и наши знания о том, что истинные заряд ионов в этих соединениях не так велик, как этот модель предсказывает. По определению, степень окисления атома заряд, который нес бы атом, если бы соединение было чисто ионный.

Для активных металлов групп IA и IIA разница между степенью окисления атома металла и зарядом на этот атом достаточно мал, чтобы им можно было пренебречь.Металлы основной группы в Однако группы IIIA и IVA образуют соединения, которые имеют значительное количество ковалентного характера. Это заблуждение, ибо например, предположить, что бромид алюминия содержит Al ³⁺ ионы Br ^— . На самом деле он существует как Al ₂ Br ₆ . молекулы.

Эта проблема становится еще более серьезной, когда мы обращаемся к химия переходных металлов. MnO, например, является ионным достаточно, чтобы считаться солью, содержащей Mn ²⁺ и О ^2- ионов.Мн ₂ О ₇ , с другой стороны, представляет собой ковалентное соединение, которое кипит при комнатной температуре. Это Поэтому полезнее думать об этом соединении так, как если бы оно содержит марганец в степени окисления +7, а не Mn ⁷⁺ ионы.

Окислители и Восстановители

Рассмотрим роль, которую играет каждый элемент в реакция, в которой тот или иной элемент приобретает или теряет электроны..

При взаимодействии магния с кислородом атомы магния отдают электронов на молекулы O ₂ и тем самым уменьшить кислород. Поэтому магний действует как восстановитель в эта реакция.

Молекулы O ₂ , с другой стороны, получить электроны от атомов магния и тем самым окислить магний. Таким образом, кислород является окислителем .

Окислители и восстановители могут быть определены как следует. Окислители приобретают электроны. Сокращение агенты теряют электроны.

В таблице ниже указаны восстановитель и окислитель для некоторых реакций, обсуждаемых в этой сети страница. Сразу бросается в глаза одна тенденция: Металлы основной группы действуют как восстановители во всех своих химических реакциях.

Типичные реакции металлов основной группы

Конъюгат окисляющий Пары агент/восстановитель

Металлы действуют как восстановители в своих химических реакциях. Например, при нагревании меди над пламенем поверхность медленно чернеет, так как металлическая медь восстанавливает кислород в атмосфере с образованием оксида меди(II).

Если мы выключим пламя и продуем H ₂ газом над поверхность горячего металла, черный CuO, образовавшийся на поверхности металл медленно превращается обратно в металлическую медь. В ходе этой реакции CuO восстанавливается до металлической меди. Таким образом, H ₂ является восстановителем в этой реакции, а CuO действует как окислитель.

Важной особенностью окислительно-восстановительных реакций может быть определяется путем изучения того, что происходит с медью в этой паре реакций. Первая реакция превращает металлическую медь в CuO, тем самым превращая восстановитель (Cu) в окислитель агент (CuO). Вторая реакция превращает окислитель (CuO) в восстановитель (Cu). Каждый восстановитель следовательно, связанный или связанный с сопряженным окислителем, и наоборот.

Каждый раз, когда восстановитель теряет электроны, он образует окислитель, который мог бы получить электроны, если бы реакция была перевернутый.

И наоборот, каждый раз, когда окислитель получает электроны, он образует восстановитель, который может потерять электроны, если реакция пошел в обратном направлении.

Идея о том, что окислители и восстановители связаны, или спаренные, поэтому их называют сопряженными окисляющими агенты и восстановители. Сопряжение происходит от латинского основа, означающая «соединяться вместе». Поэтому используется для описания вещей, которые связаны или связаны, например, окисление агенты и восстановители.

Все металлы основной группы являются восстановителями. Они, как правило, «сильные» восстановители. Активные металлы в группе ИА, например, лучше любых других элементов отдают электроны в периодической таблице.

Тот факт, что активный металл, такой как натрий, является сильным восстановитель должен рассказать нам что-то об относительном сила иона Na ⁺ как окислителя. Если металлический натрий относительно хорошо отдает электроны, Na ⁺ ионы должны быть необычно плохо улавливают электроны. Если На является сильным восстановителем, ион Na ⁺ должен быть слабым окислитель.

И наоборот, если O ₂ имеет такое высокое сродство к электронов, что он необычайно хорошо принимает их от других элементы, он должен иметь возможность цепляться за эти электроны, как только он подбирает их. Другими словами, если O ₂ является сильным окислителем, то ион О ^2- должен быть слабым Восстановитель.

В целом взаимосвязь между сопряженным окислением и восстановители можно описать следующим образом. Каждый сильный восстановитель (например, Na) имеет слабый сопряженный окислитель (например, ион Na ⁺ ). Каждый сильный окислитель (такой как O ₂ ) имеет слабую сопряженный восстановитель (например, O ^2- ион).

Относительная сила металлов в качестве восстановителей

Мы можем определить относительную прочность пары металлов как восстановители, определяя, происходит ли реакция, когда один одного из этих металлов смешивается с солью другого. Рассмотрим относительная прочность железа и алюминия, например. Ничего такого происходит, когда мы смешиваем порошкообразный металлический алюминий с оксидом железа (III). Однако если мы поместим эту смесь в тигель и получим реакция начинается с приложения небольшого количества тепла, бурная реакция происходит с образованием оксида алюминия и расплавленного металлического железа.

2 Al( s ) + Fe ₂ O ₃ ( s ) Al ₂ O ₃ ( s ) + 2 Fe( l )

Присвоив степени окисления, мы можем определить степени окисления. и восстановление половин реакции.

Алюминий окисляется до Al ₂ O ₃ в этом реакции, а это значит, что Fe ₂ O ₃ должен быть окислитель. И наоборот, Fe ₂ O ₃ восстанавливается до металлического железа, а это означает, что алюминий должен быть Восстановитель.Потому что восстановитель всегда превращается в сопряженный с ним окислитель в окислительно-восстановительной реакция, продукты этой реакции включают новый окислитель агент (Al ₂ O ₃ ) и новый восстановитель (Фе).

Поскольку реакция идет в этом направлении, кажется разумно предположить, что исходные материалы содержат более сильный восстановитель и более сильный окислитель.

Другими словами, если алюминий восстанавливает Fe ₂ O ₃ для формирования Al ₂ O ₃ и металлического железа, алюминий должен быть более сильным восстановителем, чем железо.

Из того факта, что алюминий не может восстанавливать хлорид натрия с образованием металлического натрия, который исходные материалы в этой реакции более слабый окислитель и более слабый Восстановитель.

Мы можем проверить эту гипотезу, спросив: что происходит, когда мы попробовать запустить реакцию в обратном направлении? (Натрий достаточно прочный металл, чтобы восстановить соль алюминия до алюминия металл?) При проведении этой реакции мы обнаруживаем, что металлический натрий может, фактически восстанавливают хлорид алюминия до металлического алюминия и натрия хлорида, когда реакцию проводят при температурах, достаточно высоких для расплавить реагенты.

3 Na( л ) + AlCl ₃ ( л ) 3 NaCl( л ) + Al( л )

Если натрий достаточно силен, чтобы восстановить Al ³⁺ соли к металлическому алюминию, а алюминий достаточно прочен, чтобы восстановить солей Fe ³⁺ к металлическому железу, относительная сила эти восстановители можно резюмировать следующим образом.

Na > Al > Fe

Окисление и восстановление

ПОТЕНЦИАЛ СНИЖЕНИЯ

В предыдущем разделе мы видели, что половина реакций представлена ​​в таблицах. со значениями E°’, указанными в вольтах.Е°’ известен как восстановительный потенциал, который является мерой склонности соединения чтобы получить электроны. Определены восстановительные потенциалы элементов и соединений. экспериментально.

Полуреакции: восстановление или окисление?

Восстановительные потенциалы полезны, поскольку они показывают, насколько вероятна полуреакция. возьмет на себя роль «восстановления» в окислительно-восстановительной реакции. Когда двое полуреакции идут в паре с окислительно-восстановительной реакцией, полуреакцией с более высоким Е°’ будет действовать как реакция восстановления, а полуреакция с более низким E°’ будет действовать как реакция окисления.Рассмотрим слова «восстановительный потенциал» — чем выше значение E°’, тем сильнее тенденция чтобы соединение приобрело электроны.

Другими словами, электроны перетекают от вещества, потенциал полуреакции которого ниже, к веществу, потенциал полуреакции которого выше.

Разница в значениях E°’ разных полуреакции имеют вполне реальные последствия для жизни на нашей планете. Например, полуреакция восстановления кислорода до воды имеет очень высокую Е°’ значение, 0.816 В.

Не случайно кислород имеет очень высокую Е°’ и что он необходим нам для жизни. Большое сродство кислорода к электронам позволяет использовать его в живых организмах в качестве «поглотителя» электронов или свалки избыточных электронов, образующихся в результате биохимических реакций, необходимых для жизни.Без присутствия в наших клетках кислорода, способного сметать эти лишние электроны, аэробная жизнь вскоре прекратилась бы.

Чтобы лучше понять полезность E°’, давайте вернемся к реакции, которую мы видели ранее:

Мы знаем, что две соответствующие полуреакции из таблицы полуреакций

(1) фумарат + 2H + + 2 e – сукцинат Е°’ = 0. 030 В (2) FAD + 2H + + 2 e –     FADH 2 E°’ = -0,180 В

Обе реакции записываются как реакции восстановления, но мы знаем, что при соединении вместе в окислительно-восстановительной реакции одна из этих реакций будет направлена ​​в обратном направлении, чтобы действовать как реакция окисления. В разделе 2 этого обзора мы обратили реакцию (1) и добавили (обратное 1) к реакции (2), чтобы получить общую окислительно-восстановительную реакцию. как написано выше.Однако помните, что химическая реакция, подобная той, выше, может идти в любом направлении.

Чем выше E°’ значение, тем сильнее склонность соединения приобретать электроны.

Какая из приведенных выше полуреакций с большей вероятностью будет действовать как половина реакции восстановления реакция, и которая, скорее всего, будет действовать как полуреакция окисления? В котором В каком направлении вероятнее всего будет протекать общая реакция? Чтобы ответить на эти вопросы, помните правило, что более высокое значение E°’ указывает более сильная тенденция соединения приобретать электроны.Половина реакции (1) имеет более высокое значение E°’, чем полуреакция (2), и таким образом, скорее всего, будет действовать как сокращение (вспомните OIL РИГ):

Таким образом, реакция (2) протекает в обратном направлении и действует как реакция окисления:

Сложение двух половинных реакций дает общую окислительно-восстановительную реакцию, записанную так что реакция пойдет самопроизвольно слева направо:

Следующее значение отражает склонность химической реакции к протеканию в написанном направлении, называемом DE°’ общей реакции:

Для расчета DE°’ реакции:

Сначала снова посмотрите на две полуреакции, записанные в виде редукций, из полуреакционный стол:

(1) фумарат + 2H + + 2 e – сукцинат Е°’ = 0. 030 В (2) FAD + 2H + + 2 e –     FADH 2 E°’ = –0,180 В

Поскольку реакция (1) имеет более высокое значение E°’, это будет действовать как реакция восстановления. Поэтому реакция (2) будет действовать как реакция окисления. Затем подставьте значения E°’ в уравнение:

Тенденцию реакции протекать в указанном направлении можно определить определяется из DE°’: Положительный DE°’ указывает на то, что реакция пойдет в том направлении, в котором она написана. Так для нашей реакции она будет идти слева направо, как показано ниже:

Вы могли заметить, что эта реакция обратна реакции, которую мы начали с, которая представляет собой реакцию, катализируемую сукцинатдегидрогеназой лимонной кислоты. кислотный цикл.Если обратная реакция цикла лимонной кислоты имеет более высокую DE°’, то это реакция цикла лимонной кислоты нежелательна (не самопроизвольна) и требует энергии Вход. Мы рассмотрим свободную энергию и спонтанные окислительно-восстановительные реакции в следующем разделе. раздел.

Пример 4. Другой подход к расчету изменения восстановительного потенциала (DE°’)

DE°’ также может можно найти, сложив две половинные реакции так же, как алгебраические уравнения можно добавить. Нахождение DE°’ тогда так же просто, как сложить значения E°’ половинчатые реакции.

Посмотрите еще раз на реакцию превращения пирувата в лактат:

Ниже приведены две полуреакции восстановления

Чтобы получить наибольшее значение для DE°’ (что является спонтанным направлением), реакция 2 должна быть записана в обратном порядке. Когда реакция восстановления превращается в полуреакцию окисления, знак восстановительного потенциала также необходимо обратить (чтобы получить окислительный потенциал):

Затем можно сложить реакцию 1 и обратную реакцию 2, чтобы получить в чистой окислительно-восстановительной реакции, а ДЭ°’ можно найти, прибавив потенциал восстановления первой полуреакции к потенциал окисления второй половины реакции. Обратите внимание, что когда мы смотрим на реакции таким образом, нам не нужно помнить, из какой полуреакции вычитается другой (ибо не имеет значения, когда мы добавляем).

Начиная с DE°’ больше 0 и больше, чем если бы мы сделали это по-другому и повернули реакцию 1, реакция пойдет как написано.

[Примечание: если мы вместо этого реверсируем половину реакции 1 и оставляем половину реакции 2 как есть, мы получили бы: 0,190 + (-0,320) = -0,13. Это меньше, чем выше.]

redox.doc

%PDF-1.6 % 2 0 объект >>>]>>/ОПГ[97 0 R]>>/Тип/Каталог>> эндообъект 88 0 объект > эндообъект 135 0 объект >поток 2006-11-23T13:37:57-10:00pdfFactory Pro www.pdffactory.com2009-05-25T16:00:47-10:002009-05-25T16:00:47-10:00application/pdf

Окислительно-восстановительная система – обзор | ScienceDirect Topics

2.1.5 Окислительно-восстановительные реакции

Хотя многие окислительно-восстановительные (окислительно-восстановительные) реакции обратимы, они включены сюда, потому что многие из окислительно-восстановительных реакций, влияющих на судьбу токсикантов, являются необратимыми во временном и пространственном масштабах, которые важны к токсичности.

Окисление — это потеря электронов — окислители являются электрофилами и, таким образом, приобретают электроны в ходе реакции. Реакция окисления может привести к увеличению степени окисления химического вещества, как при окислении металлов, или окисление может включать кислород в молекулу. Типичные органические химические окислительные реакции включают деалкилирование, эпоксидирование, расщепление ароматического кольца и гидроксилирование.

Термин автоокисление или выветривание обычно используется для описания общего окислительного разложения химического вещества (или смеси химических веществ, например,г., нефть) при контакте с воздухом. Химические вещества могут абиотически реагировать как в воде, так и на воздухе с кислородом, озоном, пероксидами, свободными радикалами и синглетным кислородом. Последние два являются обычными промежуточными реагентами при непрямом фотолизе.

Известно, что минеральные поверхности катализируют многие окислительные реакции. Глинистые минералы и минералы, состоящие из оксидов кремния, алюминия, железа и марганца, могут образовывать поверхностные активные центры, повышающие скорость окисления. Существует множество сложных механизмов, связанных с этим катализом, поэтому трудно предсказать каталитическую активность почв и отложений в природе.

С другой стороны, восстановление химических соединений происходит, когда донор электронов (восстановитель) передает электроны акцептору электронов (окислителю). Органические химические вещества обычно действуют как окислители, в то время как абиотические восстановители, включая сульфидные минералы, восстанавливают металлы или соединения серы и природные органические вещества. Существуют также внеклеточные биохимические восстановители, такие как порфирины, корриноиды и металлосодержащие коферменты. Большинство этих восстановителей присутствуют только в анаэробной среде, где анаэробные бактерии сами заняты восстановлением химических веществ.Таким образом, обычно очень трудно различить биотические и абиотические восстановительные процессы в природе. Многие абиотические восстановительные превращения могут иметь важное значение в окружающей среде, включая дегалогенирование, деалкилирование и восстановление хинона, нитрозамина, азоароматических, нитроароматических и сульфоксидных производных. Функциональные группы (таблицы 10.8 и 10.9), которые устойчивы к восстановлению (и, следовательно, к восстановительным процессам восстановления), включают альдегид, кетон, карбоновую кислоту (и производные сложного эфира), амид, алкен и производные ароматических углеводородов. Каждый тип химического вещества функциональной группы будет иметь определенную реакцию в окружающей среде и требует определенного процесса восстановления для очистки.

Таблица 10.8. Функциональные группы в органических химикатах

Таблица 10. 9. Потенциальные реакции органических функциональных групп в окружающей среде

Таким образом, окислительно-восстановительные реакции реакции окисления) — реакции, в которых один из реагентов восстанавливается, а другой окисляется.Следовательно, степень окисления участвующих частиц должна измениться. Слово восстановление первоначально относилось к потере веса при нагревании металлической руды, такой как оксид металла, для извлечения металла — руда была восстановлена ​​ до металла. Однако значение восстановления стало обобщенным, включив в него все процессы, связанные с присоединением электронов. Таким образом, в окислительно-восстановительных реакциях один вид окисляется, а другой восстанавливается за счет переноса электрона от одного к другому.Как и следовало ожидать, изменение степеней окисления окисленных частиц должно уравновешиваться любыми изменениями восстановленных частиц. Например, производство железа из оксида железа:

Fe ₂ O ₃ + 3CO → 2Fe + 3CO ₂

Еще больше усложняет ситуацию то, что окислитель и восстановитель могут быть одним и тем же элементом. или химическим, как в случае, когда происходит диспропорционирование реактивных частиц. Например:

2A → (A +  n ) + (A −  n )

В этом уравнении n  – это число переданных электронов.Реакции диспропорционирования не обязательно должны начинаться с нейтральной молекулы и могут включать более двух соединений с разными степенями окисления.

В окислительно-восстановительных реакциях всегда должна протекать пара реакций, то есть реакция восстановления должна сопровождаться процессом окисления, поскольку электроны переходят от одного вида к другому. Каждая из сингулярных реакций в этой паре называется полуреакцией, в которую явно включаются потерянные или полученные электроны, что также позволяет учитывать электронный баланс.Две стороны реакции, задаваемые полуреакциями, должны быть соответственно уравновешены. Дополнительная терминология исходит из определения, что в окислительно-восстановительных процессах восстановитель передает один или несколько электронов окислителю; следовательно, восстановитель (восстановитель) теряет электроны и окисляется, а окислитель (окислитель) приобретает электроны и восстанавливается.

Окислительно-восстановительные реакции важны для ряда приложений, включая устройства хранения энергии (батареи), обработку фотографий, а также производство и использование энергии в живых системах, включая человека. Например, реакция восстановления представляет собой реакцию, в которой атом получает электрон и, следовательно, уменьшает (или уменьшает свою степень окисления). В результате снижается положительный характер вида. С другой стороны, реакция окисления — это реакция, в которой атом теряет электрон и, следовательно, увеличивает свою степень окисления. В результате повышается положительный характер вида.

Хотя реакции окисления обычно связаны с образованием оксидов из молекул кислорода, они являются лишь конкретными примерами более общей концепции реакций, связанных с переносом электрона.Окислительно-восстановительные реакции представляют собой согласованный набор, то есть не может быть реакции окисления без одновременной реакции восстановления. Реакция окисления и реакция восстановления всегда протекают вместе, образуя целую реакцию. Хотя окисление и восстановление должным образом относятся к изменению степени окисления , реальный перенос электронов может никогда не произойти. Степень окисления атома — это фиктивный заряд, который атом имел бы, если бы все связи между атомами различных элементов были на 100% ионными.Таким образом, окисление лучше всего определить как увеличение степени окисления , а восстановление как уменьшение степени окисления . На практике перенос электронов всегда будет вызывать изменение степени окисления, но есть много реакций, которые классифицируются как окислительно-восстановительные реакции, даже если переноса электронов не происходит (например, с участием ковалентных связей).

Ключом к идентификации окислительно-восстановительных реакций является определение того, когда химическая реакция приводит к изменению степени окисления одного или нескольких атомов.

Окислительно-восстановительные реакции — окислительно-восстановительные реакции — концепция

Окислительно-восстановительные реакции , также называемые окислительно-восстановительными реакциями, представляют собой реакции, движущей силой которых является перенос электронов. Окисление – это потеря электронов и приобретение положительного заряда. Редукция — это прирост электронов и прирост отрицательного заряда. Неметаллы обычно окисляются и становятся катионами, тогда как металлы обычно восстанавливаются и становятся анионами.

Привет ребята. Итак, мы здесь говорим об окислительно-восстановительных реакциях, которые также называют окислительно-восстановительными реакциями. Итак, вы, возможно, недавно вспомнили, что узнали о других типах реакций, например о реакции осаждения, движущей силой которой является образование осадка, или, возможно, кислотно-щелочной реакцией, движущей силой которой является образование воды. Таким образом, в окислительно-восстановительной реакции движущей силой является перенос электронов, который в этом разделе я буду обозначать как e-.

Таким образом, окислительно-восстановительные реакции обычно происходят между металлами и неметаллами с образованием ионного соединения, в котором металл становится положительно заряженным ионом или катионом, а неметалл становится отрицательно заряженным ионом или анионом. Итак, вы помните из своего знания периодической таблицы, что металлы первой и второй группы обычно становятся катионами, а неметаллы с правой стороны периодической таблицы становятся отрицательно заряженными ионами. Итак, поскольку мы знаем, что следствие — поскольку мы знаем, что закон сохранения материи говорит нам, что электроны не создаются и не уничтожаются, это означает, что в окислительно-восстановительной реакции окисление и восстановление должны быть связаны.Таким образом, вы не можете иметь одно без другого.

Так что же такое окисление? Окисление — это потеря электронов, или вы также можете думать об этом как о получении положительного заряда. Редукция — это приобретение электронов или получение отрицательного заряда. Таким образом, вы можете гарантировать, что вначале вам будет немного трудно помнить, что уменьшение — это получение отрицательного заряда. Итак, есть простой способ помочь запомнить это. И это благодаря пониманию этого [IB] OILRIG.Таким образом, окисление проигрывает, а восстановление приобретает. Хорошо. Поэтому, когда что-то окисляется, вы теряете электроны или получаете положительный заряд. Когда что-то уменьшается, это означает, что вы получаете электроны или отрицательный заряд.

Вот очень простая реакция, иллюстрирующая это положение. Итак, у нас есть магний, который имеет общий нулевой заряд и превращается в магний 2+, верно? Это означает, что для того, чтобы перейти от нулевого заряда к заряду 2+, мы должны потерять два электрона. Значит, магний окислился.Он потерял электроны. Наоборот, кислород получил 2-заряд. Итак, это означает, что он на самом деле получил два электрона. Получил отрицательный заряд. Это означает, что кислород был уменьшен. Здесь просто для ясности, эти скобки просто для того, чтобы я мог показать заряд каждого из соответствующих элементов после того, как они подверглись окислению и восстановлению. Это не признак концентрации.

Итак, последний пункт заключается в том, что у вас может быть окислительно-восстановительное взаимодействие между двумя неметаллами, и откуда вы знаете, что это происходит? Разве что кислород образуется как реагент или продукт.