Química

Introducción - Oxidación - Reducción

Introducción - Oxidación - Reducción



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Adición de oxígeno

Tab.1
Ejemplos: adición de oxígeno
Cetonas a ésteres (oxidación de Baeyer-Villiger)

De alquenos a glicoles (dihidroxilación)

Alquenos a epóxidos (epoxidación)

Ácidos carboxílicos a ácidos peroxicarboxílicos

Sulfuro a sulfona o sulfóxido

de aminas terciarias a óxidos de amina

Ozonólisis de alquenos

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Cualquier proceso en el que una partícula acepta electrones y, por lo tanto, reduce su número de oxidación. Como absorción de electrones, reducción significa:
Ejemplo: Cl2 + 2e & # 8211 - & gt 2Cl & # 8211: El número de oxidación del cloro (Cl2) El número de buey 0 se reduce a -1 en el ion cloruro (Cl & # 8211).

Para que se produzca una reducción, es decir, para que una partícula ceda sus electrones, estos electrones también deben poder ser absorbidos por otra partícula (oxidación). Por lo tanto, la reducción y la oxidación siempre están acopladas entre sí.
Las reacciones en las que se acoplan una reducción y una oxidación se denominan reacciones redox, por lo que también se puede decir que una reacción redox es un desplazamiento de electrones entre partículas.
Ejemplo: 2Na + Cl2 - & gt 2NaCl (Na a Na + y Cl2 a Cl & # 8211)


Números de oxidación

Para reconocer si ha tenido lugar una reacción redox, el Números de oxidación de átomos en un compuesto. En el caso de una oxidación, los números de oxidación aumentan; en el caso de una reducción, los números de oxidación se vuelven más pequeños. Pero, ¿qué son realmente los números de oxidación? Los números de oxidación son una herramienta inventada. Uno imagina las moléculas como compuestos iónicos y asigna los electrones de unión a la pareja más electronegativa. La carga que entonces poseería formalmente el átomo es el número de oxidación. Esto también se llama Estado de oxidación designado.

Veamos un ejemplo. Una molécula de agua consta de un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. los Electronegatividad de oxígeno es 3,5 y el de hidrógeno es 2,1. Entonces, el oxígeno es el socio más electronegativo.

Por lo tanto, los electrones de los enlaces al hidrógeno se cuentan como oxígeno. Dado que el oxígeno forma dos enlaces, también recibe dos electrones y, por lo tanto, un número de oxidación de -2. El hidrógeno forma un enlace con el oxígeno, por lo que se le quita un electrón y recibe el número de oxidación +1. Por lo general, los números de oxidación se escriben como números romanos sobre el átomo en la fórmula.


Al calcular la oxidación y la reducción

Necesito ayuda con la ecuación de reacción. No entiendo el cálculo y tampoco entiendo el contenido de oxígeno.

Cobre & # 43 Oxígeno = óxido de cobre (uno romano)

Entonces, al final, debes saber qué cargas tienen los átomos. Dado que el calcio está en los 2 Hg, es dos veces oxígeno cargado positivamente dos veces negativo

En última instancia, debe obtener una molécula neutra para que se cargue Cu 1 & # 43 porque tiene Cu2O Entonces 2x & # 431 y -2. = 0

Entonces, ¿cómo puedes averiguar eso con los números?

Según la posición en la tabla periódica, el grupo principal

Bien, ¿entonces solo tengo que mirar la tabla y luego leerla del grupo principal?

Sí, la mayoría de las veces el primero es 1 & # 43, el segundo 2 & # 43 con el tercero 3 & # 43 emiten electrones y se vuelven positivos y con los 6 y 7 se absorben electrones que son -3 y -1

¿Podrías explicarme la factura que hay debajo? A mi maestro le gustaría que lo hiciéramos de esta manera, pero desafortunadamente no entiendo este cálculo.


Prueba de química oxidación y reducción & búsqueda

Hola, ¿cómo podrías solucionar este problema? Si coloca un objeto de plata en un líquido conductor junto con papel de aluminio (aluminio) que toca la plata, la plata se vuelve brillante con el tiempo, mientras que el aluminio se corroe. A partir de él se forma un enlace iónico soluble en agua. Formule las ecuaciones parciales para las reacciones del ión de plata o del aluminio (no incorpore oxígeno ni azufre) y establezca cuál es la oxidación y cuál es la reducción. Gracias de antemano LG

Probablemente se trate de la purificación de plata deslustrada (?) Es decir, la conversión de sulfuro de plata en plata.

La ecuación general para el metal solo es bastante simple: Al emite 3 electrones (se oxida) y los iones de plata en Ag2S toman un electrón cada uno (reducción).

El único problema es que el Al está realmente presente aquí como Al2O3 (las superficies de Al se pasivan con una capa delgada de óxido de aluminio; esto primero debe disolverse)

Ag2S es prácticamente insoluble en agua, por lo que no se disocia a Ag + en el caldo, por lo que es difícil omitir el azufre.

Los pasos individuales deben ser los siguientes:

La solución en este experimento suele ser una solución de NaCl y luego el Al2O3 se disuelve como un complejo:

Al2O3 (s) + 2Cl- + 3H2O → 2 [Al (OH) 2Cl] (ac) + 2OH- (también puede ser una mezcla salvaje de diferentes hidroxicloruros de aluminio, pero el principio es correcto).

Solo entonces el Al puede reaccionar:

2Al + 6H2O → 2Al (OH) 3 + 3H2 (el hidróxido de aluminio es casi insoluble en agua, pero puede volver a formar complejos de hidroxicloruro de aluminio más solubles en una solución fuerte de NaCl)

El hidrógeno luego reacciona con el Ag2S:

3Ag2S + 3H2 → 6Ag + 3H2S (H2S le da al experimento el olor pútrido, solo se disocia en un pequeño grado)


Introducción a la reacción redox

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Introducción - Oxidación - Reducción - Química y Física

DVD, 2006, duración 30 minutos

Este DVD contiene varios cortometrajes, en los que se deja claro que no solo las reacciones con el oxígeno son oxidaciones. El tema se aborda utilizando varios ejemplos con diferentes niveles de dificultad, desde la ecuación de palabras hasta el modelo de domo y la ecuación redox. Al hacerlo, se hizo hincapié en mostrar sobre todo pruebas complejas o problemáticas como reacciones con halógenos o compuestos de plomo o la prueba de termita. Una perspectiva sobre la importancia de las reacciones redox en la vida cotidiana, la tecnología y la naturaleza completa el tema.

Los alumnos ya deberían: estar familiarizados con las formas y principios de las reacciones químicas saber ecuaciones de reacción simples saber que los átomos están formados por un núcleo y una capa de electrones han encontrado oxidación como combustión con oxígeno.

Los aprendices: Comprender que los electrones se emiten en reacciones de oxidación con oxígeno. Conocer la reducción como absorción de electrones. Saber que la donación de electrones (oxidación) siempre debe ir de la mano con la absorción de electrones (reducción). Reconocer que también hay oxidaciones. sin oxígeno La formulación de la ecuación general de una reacción redox simple puede dar ejemplos de reacciones redox en la vida cotidiana.


Descripción Establecimiento de ecuaciones redox - Introducción

Este video trata sobre la configuración de ecuaciones redox. Para ello, el procedimiento se describe e ilustra en pasos individuales utilizando varias ecuaciones redox. Comienza con la consideración de los materiales y productos de partida y sus números de oxidación. A esto le sigue una compensación de las reacciones parciales y se establece la ecuación redox. El último paso es el equilibrio de la ecuación redox, es decir, la suma de las reacciones parciales. En este video puede descubrir a qué características especiales debe prestar atención y cómo se llevan a cabo exactamente los otros pasos.

Transcripción Establecimiento de ecuaciones redox - Introducción

Buen día y bienvenido. Este video trata sobre la configuración de ecuaciones redox. La película pertenece a la serie "Oxidación y Reducción". Como conocimiento previo, debe tener un conocimiento sólido de las reacciones redox. Está familiarizado con los términos "par redox" y "estados de oxidación". Mi objetivo es permitirle configurar ecuaciones redox. El video se divide en tres partes. En la primera parte me gustaría presentarles el problema. En la segunda parte te explicaré el procedimiento. Y en la tercera parte me gustaría mostrarles tres ejemplos de cómo se configuran las ecuaciones redox. El problema: la configuración de ecuaciones redox a veces puede causar problemas. Como ejemplo de reacción redox, tomamos la reacción del hierro con ácido clorhídrico. Si solo conocemos la palabra ecuación, tenemos que formular los materiales de partida correspondientes a partir de las palabras en forma de fórmulas. Los productos también deben estar representados en notación de fórmula. Una condición para una ecuación de reacción correcta es la igualdad de carga en ambos lados. Por lo tanto, aquí se debe duplicar el número de moléculas de HCl. Con este sencillo truco, la ecuación de reacción ahora está equilibrada y es correcta. El objetivo siempre es encontrar coeficientes adecuados para diseñar correctamente la ecuación redox. Procedimiento: Paso A: Los eductos y productos se representan en fórmulas y los números de oxidación correspondientes se escriben en los elementos. Paso B: Las diferencias en los números de oxidación dan como resultado reacciones parciales correspondientes. Oxidación, donación y reducción de electrones, aceptación de electrones. El número de electrones absorbidos debe ser el mismo que el número de electrones liberados. Para lograr esto, a veces es necesario introducir factores de ambas reacciones parciales. Paso C: Se equilibran las reacciones parciales, es decir, se suman. Los electrones de ambos lados se anulan entre sí y se llega a la reacción redox completa. Paso D: A veces es necesario agregar más componentes a la reacción redox para lograr un equilibrio de carga o un equilibrio correcto en ambos lados de la ecuación. Solo entonces resulta la ecuación de reacción completa. Ejemplos: Ejemplo uno: El magnesio reacciona con el ácido bromhídrico para formar bromuro de magnesio e hidrógeno. Paso A: Aquí los materiales de partida y los productos deben especificarse en fórmulas y anotarse los estados de oxidación correspondientes. Mg y HBr son los materiales de partida. MgBr₂ y H2 los productos. Los estados de oxidación son: Mg cero. H más uno. Br menos uno. Mg más dos. Br menos uno. H cero. Paso B: Aquí, las reacciones parciales oxidación y reducción se derivan de los cambios en los números de oxidación y, si es necesario, dados ciertos factores. El magnesio experimenta un cambio en el número de oxidación de cero a más dos. Por tanto, hay que ceder dos electrones. Mg reacciona a Mg2+ más dos electrones. Es una oxidación. El hidrógeno experimenta un cambio en los números de oxidación de más uno a cero. Por tanto, hay que recoger un electrón. Para que los electrones sean iguales a los electrones liberados por el magnesio, tenemos que multiplicar ambos lados de la ecuación por dos. Entonces dos H + más dos electrones reaccionan a H2. La absorción de electrones significa reducción. Así pudimos derivar ambas reacciones parciales al conocer los cambios en los estados de oxidación. Paso C: Ahora desarrollamos la reacción redox completa a partir de las reacciones parciales. Sumamos tanto ecuaciones parciales como en álgebra. Los electrones de la izquierda y la derecha se anulan entre sí y ya no los escribimos. Por lo tanto, la reacción redox total es Mg más dos H + reaccionan para formar Mg2+ más H2. La reacción redox ahora nos permite dar el paso final. Paso D: Ahora agregamos más componentes para llevar a cabo la carga o la transferencia de masa. En nuestro caso, estos son los iones bromuro Br-. Así obtenemos Mg más dos HBr reaccionan al MgBr2 más H2. Y con eso tenemos la ecuación de reacción completa en nuestras manos. Ejemplo dos: el bromuro de potasio reacciona con el cloro para formar cloruro de potasio y bromo. Paso A: Damos las fórmulas de los materiales y productos de partida y anotamos los estados de oxidación de los átomos. KBr y Cl2 son los materiales de partida. KCl y Br2 son los productos. Los estados de oxidación, de izquierda a derecha, son: potasio más uno. Bromo menos uno. Cloro cero. Potasio más uno. Cloro menos uno. Bromo cero. Paso B: Formulamos las reacciones parciales de oxidación y reducción a partir de las diferencias en los niveles de oxidación. En el caso del bromo, el estado de oxidación cambia de menos uno a cero. Como tenemos dos partículas de bromo a la derecha, tenemos que escribir dos reacciones de Br- a Br2 más dos electrones. La donación de electrones significa oxidación. En el caso del cloro, el número de oxidación cambia de cero a menos uno. Como tenemos dos átomos de cloro en Cl2 tenemos que escribir Cl2 más dos electrones reaccionan a dos Cl-. La absorción de electrones significa reducción. Los factores de corrección no son necesarios porque el número de electrones liberados es igual al número de electrones aceptados. Con él se formularon ambas reacciones parciales. Paso C: Ahora tenemos que crear la reacción redox completa a partir de las reacciones parciales. Esto se hace simplemente sumando ambas ecuaciones. Los electrones de la izquierda y la derecha se anulan entre sí. Por tanto, hemos derivado toda la reacción redox a partir de las reacciones parciales. Paso D: La ecuación de reacción completa ahora debe desarrollarse a partir de la reacción redox completa. Si es necesario, con la adición de más componentes para lograr el balance de carga o material. Otros componentes que no participan en la reacción redox son los iones potasio. Los tomamos en cuenta y finalmente obtenemos dos KBr más Cl2 reaccionan al Br2 más dos KCl. Con eso tenemos la ecuación de reacción completa en nuestras manos. Ejemplo tres: tres cloruro de hierro y yoduro de potasio reaccionan para formar dos cloruro de hierro y yodo. Paso A: Tenemos que escribir las materias primas y los productos en fórmulas y anotar los estados de oxidación de los átomos individuales. FeCl3 y la IA son los materiales de partida. FeCl2 y yo.2 son los productos. Los estados de oxidación de izquierda a derecha son: hierro más tres. Cloro menos uno. Potasio más uno. Yodo menos uno. Hierro más dos. Cloro menos uno. Y cero yodo. Paso B: Derivamos las reacciones parciales de oxidación y reducción a partir de los cambios en los estados de oxidación. Si es necesario, se deben incluir factores para que el número de electrones absorbidos sea igual al número de electrones liberados. El índice de oxidación del yodo cambia de menos uno a cero. Como tenemos dos átomos de yodo inseparables a la derecha, tenemos que escribir dos yodo menos reaccionan al yodo dos más dos electrones. La donación de electrones significa oxidación. El número de oxidación del hierro cambia de más tres a más dos. Esto significa que se absorbe un electrón. Por lo tanto Fe3+ más un electrón reaccionan a Fe2+. El número de electrones liberados y aceptados debe ser el mismo. Por lo tanto, multiplicamos esta ecuación por un factor de dos. La absorción de electrones significa reducción. Por tanto, disponemos de ambas reacciones parciales. Paso C: Ahora tenemos que derivar toda la reacción redox de las reacciones parciales. Esto se hace simplemente sumando ambas reacciones parciales. Los electrones transferidos se anulan entre sí. Tenemos dos pies3+ más dos I- reacciono a dos Fe2+ más yo.2. Ahora tenemos toda la reacción redox en nuestras manos. Paso D: Los iones de potasio y los iones de cloruro que no están involucrados en la reacción redox deben agregarse como componentes adicionales. Obtenemos dos FeCl3 más dos IA reaccionan a I.2 más dos FeCl2 más dos KCl. He marcado en verde aquellos componentes que no están involucrados en la reacción redox, pero que son necesarios para la igualdad de carga y para el balance de materiales. Por tanto, hemos creado la ecuación de reacción completa. Te agradezco la atención. Cuidate, adios.


Hojas de trabajo gratis matemáticas

Hojas de trabajo de matemáticas digitales para la escuela Para cada hoja de trabajo (A) hay bloques de solución (L).

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El calor de reacción & # 8211 exotérmico / endotérmico

Los procesos de conversión de energía tienen lugar en cada reacción química. Dado que cada sustancia tiene un cierto potencial, que se llama energía química, durante los procesos pueden aparecer calor, luz, corriente eléctrica o energía cinética.

Procesos que entregan (rinden) más energía
cuando se alimentan se denominan & # 8222exotherm & # 8220.

Los procesos de combustión de madera, carbón, gasolina y diesel, gasóleo o hidrógeno son procesos exotérmicos.
La disolución de hidróxido de sodio (NaOH) en agua o la dilución de ácidos también tiene lugar cuando se calienta el disolvente.

Video sobre las latas calientes

Procesos que reciben más energía,
cuando se llaman & # 8222endotherm & # 8220.

El proceso endotérmico más famoso solo está activo cuando la fuente de energía solar está disponible. El proceso se detiene por la noche. El mundo vegetal de nuestro planeta utiliza la fotosíntesis para producir glucosa (azúcar de uva), una sustancia rica en energía, a partir del dióxido de carbono y el agua, y proporciona el subproducto oxígeno. Esencial para el mundo animal.

Una sal que elimina el calor del disolvente cuando se disuelve en agua a 20 ° C es, por ejemplo, el nitrato de potasio. El agua se enfría cuando se agrega la sal. Los primeros métodos para generar frío fueron las llamadas mezclas frías, en las que dichas sales se mezclaban con hielo, nieve o agua. Para que pueda enfriar otros objetos o congelar agua con los líquidos sobreenfriados. La idea del frigorífico estaba a solo un paso.

Ejemplo de una reacción endotérmica:

más intentos:


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Video: Introduction to Oxidation Reduction Redox Reactions (Agosto 2022).