Réactions d'oxydoréduction Redox
des réactions d'oxydoréduction, ou des réactions d'oxydation-réduction. un certain nombre de similitudes avec les réactions acide-base. Fondamentalement, les réactions redox sont une famille de réactions qui sont concernés par le transfert d'électrons entre les espèces. Comme les réactions acido-basiques, réactions d'oxydoréduction forment un ensemble - vous ne disposez pas d'une réaction d'oxydation sans une réaction de réduction qui se passe en même temps. L'oxydation se réfère à la perte d'électrons. tandis que la réduction se réfère au gain d'électrons. Chaque réaction par lui-même est appelé un « demi-réaction », tout simplement parce que nous avons besoin de deux (2) demi-réactions pour former une réaction tout. Dans les réactions d'oxydoréduction notation de, les chimistes écrivent généralement les électrons explicitement:
Cu (s) ----> Cu 2+ + 2 e -
Cette demi-réaction dit que nous avons le cuivre solide (sans frais) étant oxydées (perte d'électrons) pour former un ion cuivre avec un plus 2 frais. Notez que, comme la notation stoechiométrie, nous avons un « équilibre » entre les deux côtés de la réaction. Nous avons un (1) atome de cuivre sur les deux côtés, et les charges SOLDE ainsi. Le symbole « e - » représente un électron libre avec une charge négative qui peut maintenant sortir et réduire d'autres espèces, comme dans la demi-réaction:
2 Ag + (aq) + 2 e - ------> 2 Ag (s)
Ici, deux ions d'argent (en argent avec une charge positive) sont réduites par l'ajout de deux électrons (2) pour former de l'argent solide. Les abréviations « aq » et « s », respectivement aqueuse et solide signifient. Nous pouvons maintenant combiner les deux (2) demi-réactions pour former une équation d'oxydo-réduction:
Nous pouvons également discuter des différents composants de ces réactions comme suit. Si un produit chimique provoque une autre substance à oxyder, nous l'appelons l'agent oxydant. Dans l'équation ci-dessus, Ag + est l'agent d'oxydation, car il provoque Cu (s) à perdre des électrons. Se réduit dans Oxidants le processus par un agent réducteur. Cu (s) est, naturellement, l'agent de réduction dans ce cas, car il provoque Ag + pour gagner des électrons.
Travailler avec des réactions d'oxydoréduction est fondamentalement un problème de comptabilité. Vous devez être en mesure de rendre compte de tous les électrons qu'ils passent d'une espèce à l'autre. Il y a un certain nombre de règles et astuces pour équilibrer les réactions d'oxydoréduction, mais fondamentalement, ils se résument toutes à faire face à chacun des deux demi-réactions individuellement. Considérons par exemple la réaction de l'aluminium métallique pour former de l'alumine (Al2 O3). La réaction asymétrique est la suivante:
En regardant chaque demi-réaction séparément:
Cette réaction montre métal d'aluminium oxydé pour former un ion aluminium avec une charge +3. La demi-réaction ci-dessous montre l'oxygène étant réduite pour former deux (2) des ions d'oxygène, chacun avec une charge de -2.
Si nous combinons ces deux (2) demi-réactions, nous devons faire le nombre d'électrons égal des deux côtés. Le numéro 12 est un multiple commun de trois (3) et quatre (4), de sorte que l'on multiplie la réaction de l'aluminium par quatre (4) et la réaction de l'oxygène par trois (3) pour obtenir 12 des électrons sur les deux côtés. Maintenant, il suffit de combiner les réactions. Notez que nous avons 12 électrons des deux côtés, annihilant. L'étape finale consiste à combiner les ions d'aluminium et de l'oxygène sur le côté droit en utilisant une technique de multiplication croisée:
La prise en charge du nombre d'atomes, vous devriez finir avec:
L'un des plus utiles calculs dans les réactions redox est l'équation de Nernst. Cette équation permet de calculer le potentiel électrique d'une réaction d'oxydo-réduction dans des situations « non standard ». Il existe des tables de la quantité de tension ou potentiel, une réaction est capable de produire ou de consommer. Ces tables, appelées tables potentiels standard, sont créés par la mesure de potentiel dans des conditions « standard », avec une pression de 1 bar (≅1 atm), une température de 298 ° K (ou 25 ° C, ou à température ambiante) et à une concentration de 1,0 M pour chacun des produits. Ce potentiel standard, ou E °, peuvent être corrigées par un facteur qui inclut la température réelle de la réaction, le nombre de moles d'électrons en cours de transfert, et les concentrations des réactifs d'oxydo-réduction et des produits. L'équation est la suivante:
Peut-être la meilleure façon de comprendre cette équation est un exemple. Supposons que nous ayons cette réaction:
Fe (s) + Cd 2+ (aq) ------> Fe 2+ (aq) + Cd (s)
Dans ce fer de réaction (Fe) est l'oxydation de fer (II) ion, tandis que l'ion cadmium (Cd 2+) en solution aqueuse est réduite à l'état solide cadmium. La question est: comment cette réaction se comportent dans des conditions « non standard »?
La première chose à répondre est de savoir comment il se comporte dans des conditions standards? Nous devons examiner le potentiel standard pour chaque demi-réaction, puis les combiner pour obtenir un potentiel net de la réaction. Les deux (2) demi-réactions sont les suivantes:
Fe 2+ (aq) + 2 e - ------> Fe (s), E ° = -0,44 V
Cd 2+ (aq) 2 e - ------> Cd (s), E ° = -0,40 V
Notez que les deux demi-réactions sont représentées par des réductions - les gains des espèces électrons, et est remplacée par une nouvelle forme. Mais dans la réaction complète ci-dessus, Fe est oxydé, de sorte que la demi-réaction doit être inversée. Tout simplement, le potentiel de la demi-réaction du fer est maintenant 0,44 V. Pour obtenir le potentiel de toute la réaction, on additionne les deux (2) demi-réactions pour obtenir 0,04 V pour le potentiel standard.
La question est maintenant: quel est le potentiel total (en volts) pour une réaction non standard? Supposons encore que nous avons la même réaction, sauf que maintenant nous avons 0,0100 M Fe 2+ au lieu de la norme 1.0 M. Nous devons utiliser l'équation de Nernst pour nous aider à calculer cette valeur. Si vous allez à la calculatrice demi-réaction Redox. vous remarquerez que la réaction est sélectionnée et les valeurs appropriées sont inscrites dans les cases. Étant donné que nous n'avons aucune espèce « B » ou « D », nous sommes entrés dans zéro pour leurs concentrations. La concentration du Fe solide est de 1,0 M (en fait, les concentrations de solides et liquides (solvants) ne pénètrent pas dans l'équation Nernst, mais nous les avons mis à 1.0 afin que les mathématiques fonctionne). Si vous cliquez sur le bouton « Evaluer », vous devriez apprendre que le potentiel standard est -0,44 V, alors que le potentiel est non standard -0,5 V. Si vous faites défiler vers le bas sur la calculatrice, vous pouvez entrer 0,5 comme la première demi-réaction. Nous changeons à nouveau le signe puisque nous renversons en fait la réaction Fe
En utilisant la calculatrice à nouveau, on calcule le potentiel de la réaction non standard Cd. Supposons que nous ayons maintenant une concentration de Cd 2+ de 0,005 M, quel est son potentiel? La calculatrice doit retourner un potentiel standard de -0,4 V et un potentiel de -0,47 V. nonstandard Placez cette valeur dans la zone pour la deuxième demi-réaction, puis cliquez sur « Evaluer ». Vous devriez apprendre que le potentiel net est de 0,03 nonstandard V, légèrement inférieure à la valeur du potentiel standard net. Étant donné que cette valeur est inférieure à la potentiel standard net de 0,04 V, il y a moins d'une tendance pour cette réaction à transférer des électrons à partir de réactifs aux produits. En d'autres termes, moins de fer sera oxydé et le cadmium sera réduite que dans des conditions normales.
Testez votre utilisation du calculateur d'oxydoréduction en calculant le potentiel standard net pour cette réaction:
2 Ag + (aq, 0,80 M) + Hg (l) ------> 2 Ag (s) + Hg 2+ (aq, 0.0010M)
Réponse: 0,025 V. La valeur est positive, la réaction fonctionnera pour former les produits indiqués. Les valeurs négatives du potentiel indiquent que la réaction a tendance à rester en tant que réactifs et non former les produits. Le potentiel standard net pour cette réaction est de 0,01 V - car le potentiel est plus élevé non standard, cette réaction former des produits que la réaction standard.
L'énergie libre et le potentiel standard peuvent également être liés par l'équation suivante:
= changement ÀG énergie libre
n = nombre de moles
Si une réaction est spontanée. il aura un o positif E. et négative Ag, et une grande valeur de K (où K est la constante d'équilibre de cette est discutée plus dans la section de la cinétique).
L'énergie libérée dans une réaction d'oxydoréduction spontanée peut être utilisé pour effectuer des travaux électriques utilisant une cellule électrochimique (un dispositif où le transfert d'électrons est forcé de prendre une voie externe au lieu d'aller directement entre les réactifs. Pensez à la réaction entre le zinc et le cuivre. Au lieu de placer un morceau de zinc directement dans une solution contenant du cuivre, on peut former une cellule où des morceaux solides de zinc et de cuivre sont placées dans deux solutions différentes, tels que le nitrate de sodium. les deux solides sont appelées électrodes. l'anode est l'électrode où l'oxydation se produit et la masse est perdue alors que la cathode est l'électrode où se produit la réduction et la masse est obtenue. les deux électrodes sont reliées par un circuit et deux (2) solutions sont reliés par un « pont de sel », qui permet aux ions de passer à travers. les anions sont les ions négatifs et ils se déplacent vers l'anode. les cations sont les ions positifs et ils se déplacent vers la cathode.
Ce qui suit est un schéma d'une cellule électrochimique avec du zinc et de cuivre agissant en tant qu'électrodes.
Un courant électrique externe relié à une cellule électrochimique fera les électrons vont en arrière. Ce processus est appelé électrolyse. Il est utilisé, par exemple, pour faire plaqué or quelque chose. Vous mettriez le cuivre dans une solution d'or et d'ajouter un courant qui provoque les ions d'or à lier au cuivre et le revêtement par conséquent, le cuivre. Le temps, le courant et les électrons nécessaires déterminent la quantité de « revêtement » se produit. La clé des problèmes de résolution est d'apprendre comment convertir entre les unités. informations utiles: A = 1 1 C / sec; 96,500 coulombs peuvent produire une (1) mole d'e -; les électrons nécessaires est déterminé par la charge de l'ion impliqués
Exemple Problème: Si vous essayez de recouvrir une bande d'aluminium et vous avez un courant de 10,0 A (ampère) en cours d'exécution pendant une heure, quelle masse d'Al est formé?
La solution de ce problème implique un processus de conversion de l'unité lengthly:
Pratique Redox Problème: équilibrer la réaction redox suivante en solution acide:
Pratique Électrolyse Problème: Il faut 2,30 min avec un courant de 2,00 A à plaquer tout l'argent de 0,250 L d'une solution contenant Ag +. Quelle a été la concentration initiale de Ag + en solution?