Redox

Le redox (sténographie de pour la réduction de /réaction d'oxydation ) décrit toutes les réactions chimiques dans lesquelles les atomes ont leur nombre (état d'oxydation ) d'oxydation de changé.

Ceci peut être un processus redox simple tel que l'oxydation du carbone pour rapporter l'anhydride carbonique , ou la réduction du carbone par l'hydrogène pour rapporter le méthane (CH₄) de , ou ce peut être un processus complexe tel que l'oxydation du sucre dans le corps humain par une série de processus très complexes du transfert d'électron de .

Le redox limite vient des deux concepts de l'uction du et de l'idation rouges du boeuf . Il peut être expliqué en termes simples :
l'oxydation décrit la perte des électrons par une molécule , l'atome ou l'ion
la réduction décrit le gain des électrons par une molécule , l'atome ou l'ion < ! -- ne pas ajouter les dispositifs mnémoniques ou d'autres tours de mémoire sans discuter à la page d'entretien -->

Cependant, ces descriptions (bien que suffisamment pour beaucoup de buts) ne sont pas vraiment correctes. L'oxydation et la réduction se rapportent correctement au un changement du nombre d'oxydation - le transfert réel des électrons peut ne jamais se produire. Ainsi, l'oxydation mieux est définie en tant qu'une augmentation de du nombre d'oxydation, et réduction comme diminution de du nombre d'oxydation. Dans la pratique, le transfert des électrons causera toujours un changement du nombre d'oxydation, mais il y a beaucoup de réactions qui sont classées comme " ; redox" ; quoiqu'aucun transfert d'électron ne se produise (comme ceux impliquant les liens covalents ).

des réactions de Non-redox, qui n'impliquent pas des changements de l'accusation formelle , sont connues en tant que réactions du metathesis .

Agents réducteurs de oxydation et

Les substances qui font oxyder la capacité au d'autres substances serait le oxydant et sont connues en tant que le des oxydants de , le ou oxydants des oxydants de . Mettre une autre manière, l'oxydant enlève des électrons d'une autre substance, et est ainsi réduit. Et parce qu'il " ; accepts" ; des électrons ce s'appelle également un accepteur d'électron de de .

Les oxydants sont habituellement les substances chimiques avec des éléments dans l'oxydation élevée numérote (par exemple, H₂O₂ , MnO₄^{&minus ;} , CrO₃ , Cr₂O₇^{2&minus ;}, OsO₄ ) ou fortement substances électronégatives du qui peuvent gagner un ou deux électrons supplémentaires en oxydant une substance ( O , F , Cl , Br ).

Les substances qui font réduire la capacité au d'autres substances serait le réducteur et sont connues en tant que le des agents réducteurs de , le des reductants de , ou réducteurs . Mis d'une autre manière, les électrons reductant de transferts à une autre substance, et est ainsi oxydés. Et parce qu'il " ; donates" ; des électrons ce s'appelle également un donneur d'électrons de de . Reductants en chimie sont très divers. Réduction en métal de - les métaux élémentaires électropositifs peuvent être employés (Li, Na, magnésium, Fe, Zn, Al). Ces métaux donnent ou le donnent loin des électrons de aisément. D'autres genres de reductants sont les réactifs (NaBH₄, LiAlH₄) de transfert d'hydrure de , ces réactifs sont employés couramment en chimie organique , principalement dans la réduction de composés du carbonylique aux alcools . Une autre méthode utile est des réductions impliquant le gaz d'hydrogène (H₂) d'un palladium , du platine , ou du catalyseur du nickel . Ces réductions catalytiques de sont principalement employées dans la réduction de doubles ou triples liens de carbone-carbone.

La manière chimique de regarder des processus redox est ce les électrons reductant de transferts à l'oxydant . Ainsi, dans la réaction, le reductant ou l'agent réducteur de perd des électrons et est oxydé par et l'oxydant ou des électrons de gains de l'oxydant de et est réduit par . La paire d'un agent réducteur de oxydation et qui sont impliquées dans une réaction particulière s'appelle une paire redox .

Exemples des réactions redox

Un bon exemple est la réaction entre l'hydrogène et le fluor :

\ mathrm {H} _ {2} + \ mathrm {F} _ {2} \ longrightarrow 2 \ mathrm {à haute fréquence}

Nous pouvons écrire cette réaction globale en tant que deux moitié-réactions : le _ de

\ mathrm de de réaction d'oxydation {H} {2} \ ^ du longrightarrow 2 \ mathrm {H} {+} + 2e^-

et la réaction de réduction :

de \ _ du mathrm {F} {2} + 2e^- \ ^ du longrightarrow 2 \ mathrm {F} {-}

L'analyse de chaque moitié-réaction en isolation peut souvent faire le clairifiant global de processus chimique. Puisqu'il n'y a aucun changement net responsable pendant une réaction redox, le nombre d'électrons supérieurs dans la réaction d'oxydation doit égaler le nombre consommé par la réaction de réduction (comme montré ci-dessus).

Les éléments, même en forme moléculaire, ont toujours un nombre d'oxydation de zéro. Dans la réaction de la première moitié, de l'hydrogène est oxydé d'un nombre d'oxydation de zéro à un nombre d'oxydation de +1. Dans la réaction de la deuxième moitié, le fluor est réduit d'un nombre d'oxydation de zéro à un nombre d'oxydation de &minus ; 1.

En ajoutant les réactions ensemble l'annulation d'électrons : $\ frac de {\ commencer {rangée} {rcl} \ et _ du mathrm {H} 2} {\ longrightarrow et ^ de 2 \ mathrm {H} {+} + \ 2e^ {-} \ \ _ du mathrm {F} {2} + et 2e^ {-} \ longrightarrow et ^ de 2 \ mathrm {F} {-} \ extrémité {rangée}} {\ commencer {rangée} {rcl} \ _ du mathrm {H} {2} + \ et _ du mathrm {F} 2} {\ longrightarrow et ^ du ^ de 2 \ mathrm {H} {+} + 2 \ mathrm {F} {-} \ extrémité {rangée}}$

Et le cartel d'ions pour former le fluorure d'hydrogène :

$\ mathrm {H} _ {2} + \ mathrm {F} _ {2} \, \ \ \ de ^ ^ du longrightarrow \ 2 \ mathrm {H} {+} + 2 \ mathrm {F} {-} \ longrightarrow \ 2 \ mathrm {à haute fréquence}$

D'autres exemples

fer (II) s'oxyde pour repasser (III) : → de Fe²⁺ Fe³⁺ + e^{&minus ;}
le peroxyde d'hydrogène réduit à l'hydroxyde en présence d'un acide : H₂O₂ + e^{&minus 2 ; → 2 OH^{&minus de} ;}

équation globale pour ce qui précède : → 2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ 2Fe³⁺ + 2H₂O
la dénitrification , le nitrate de réduit à l'azote en présence d'un acide : 2NO₃^{&minus ;} + 10e^{&minus ;} de + → 12 H⁺ N₂ + 6H₂O
le fer de

s'oxyde pour repasser (III) l'oxyde et l'oxygène est réduit formant le fer (III) oxyde (généralement connu sous le nom de rouillement qui est semblable au ternissant : 4Fe + 3O₂ → 2 Fe₂O₃
la combustion des hydrocarbures par exemple dans un moteur à combustion interne , produit l'eau , l'anhydride carbonique , certaines formes partiellement oxydées telles que l'oxyde de carbone et l'énergie de la chaleur. L'oxydation complète des matériaux contenant le carbone produit l'anhydride carbonique.

en chimie organique , oxydation par étapes d'un hydrocarbure produit l'eau et, successivement, un alcool , un aldéhyde ou une cétone , l'acide carboxylique , et puis un peroxyde .

Réactions redox dans l'industrie

L'oxydation est employée dans une large variété d'industries comme dans la production des produits d'entretien.

Les réactions redox sont la base des cellules électrochimiques

Réactions redox dans la biologie

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Recyclage redox

Une large variété des composés aromatiques sont le enzymatiquement réduit aux radicaux libres de forme qui contiennent un plus d'électron que leurs composés de parent. Généralement le donneur d'électrons est une partie quelconque d'une large variété de Flavoenzymes et de leurs coenzymes une fois formés, ces radicaux libres d'anion ramènent l'oxygène moléculaire au superoxyde et régénèrent le composé inchangé de parent. La réaction nette est l'oxydation des coenzymes et de la réduction des flavoenzyme de l'oxygène moléculaire pour former le superoxyde. Ce comportement catalytique a été décrit en tant que le cycle futile ou recyclage redox.

Les exemples des molécules faire un cycle-induisantes de redox sont le paraquat de l'herbicide et tout autre Viologens et quinones tel que la ménadione .

Réactions redox de équilibrage

La description de la réaction électrochimique globale pour un processus redox exige un équilibrant de demi de réactions composant pour l'oxydation et la réduction. Pour des réactions dans le soluté, ceci le général implique d'ajouter le H⁺ , ion du OH^- , le H₂O et les électrons pour compenser l'oxydation change.

Milieu acide

Dans le moyen acide H+ des ions et l'eau sont ajoutés à demi de réactions pour équilibrer la réaction globale. Par exemple, quand le manganèse (ii) réagit avec le bismuthate de sodium de .

\ mbox {réduction : } \ ^ du mbox {2e} {-} + \ + ^ de mbox {6H} {+} (aq) \ mbox {bio} _3^ {-} (s) \ + ^ de rightarrow \ mbox {Bi} {3+} (aq) \ mbox {3H} _2 \ mbox {O} (l) \,

La réaction est équilibrée en mesurant les deux réactions de half-cell pour impliquer le même nombre d'électrons (c. multipliant la réaction d'oxydation par le nombre d'électrons dans l'étape de réduction et vice versa). L'addition donne :

\ ^ du mbox {10e} {-} + \ + ^ de mbox {30H} {+} (aq) \ mbox {5BiO} _3^ {-} (s) \ + ^ de rightarrow \ mbox {5Bi} {3+} (aq) \ mbox {15H} _2 \ mbox {O} (l) \,

Réaction équilibrée :

\ mbox {14H} ^ {+} (aq) + \ mbox {2Mn} ^ {2+} (aq) + \ mbox {5NaBiO} _3 \ rightarrow \ mbox {7H} _2 \ mbox {O} (l) + \ mbox {2MnO} _4^ {-} (aq) + \ mbox {5Bi} ^ {3+} (aq) + \ mbox {5Na} ^ {+}) (d'aq \,

De même pour une pile à combustible de combustible de du propane dans des conditions acides : $\ mbox {oxydation : } \ mbox {6H} _ {2} \ mbox {O} + \ mbox {C} _ {3} \ mbox {H} _ {8} \ rightarrow \ mbox {3CO} _ {2} + \ mbox {20e} ^ {-} + \ mbox {20H} ^ {+} \,$ L'équilibrage du nombre d'électrons impliqués donne :

$\ mbox {20H} ^ {+} + \ mbox {5O} _ {2} + \ mbox {20e} ^ {-} \ rightarrow \ mbox {10H} _ {2} \ mbox {O} \,$
$\ mbox {6H} _ {2} \ mbox {O} + \ mbox {C} _ {3} \ mbox {H} _ {8} \ rightarrow \ mbox {3CO} _ {2} + \ mbox {20e} ^ {-} + \ mbox {20H} ^ {+} \,$ Équation équilibrée :

$\ mbox {C} _ {3} \ mbox {H} _ {8} + \ mbox {5O} _ {2} \ rightarrow \ mbox {3CO} _ {2} + \ mbox {4H} _ {2} \ mbox {} d'O \,$

Milieu de base

Dans les ions du OH^- et l'eau moyens de base sont ajoutés à demi de réactions pour équilibrer la réaction globale. Par exemple sur la réaction entre le permanganate de potassium et le sulfite de sodium .

\ mbox {oxydation : } \ mbox {2OH} ^ {-} + \ mbox {AINSI} ^ {2} _ {3} \ rightarrow \ mbox {AINSI} ^ {2} _ {4} + \ mbox {H} _ {2} \ mbox {O} + \ mbox {2e} ^ {-} \,

L'équilibrage du nombre d'électrons dans les deux réactions de half-cell donne :

\ mbox {6e} ^ {-} + \ mbox {4H} _ {2} \ mbox {O} + \ mbox {2MnO} _ {4} ^ {-} \ rightarrow \ mbox {2MnO} _ {2} + \ mbox {8OH} ^ {-} \,

\ mbox {6OH} ^ {-} + \ mbox {3SO} ^ {2} _ {3} \ rightarrow \ mbox {3SO} ^ {2} _ {4} + \ mbox {3H} _ {2} \ mbox {O}+ \ mbox {6e} ^ {-} \,

Équation équilibrée :

\ mbox {2KMnO} _ {4} + \ mbox {3Na} _ {2} \ mbox {AINSI} _3+ \ mbox {H} _2 \ mbox {O} \ rightarrow \ mbox {2MnO} _ {2} + \ mbox {3Na} _ {2} \ mbox {AINSI} _ {4} + \ mbox {2KOH} \,

Voir également

Processus Bessemer
Bioremédiation
Cycle de Calvin de
Cycle d'acide citrique
Cellule électrochimique
Électrochimie
Cellule galvanique
Potentiel de membrane de
Addition oxydante et élimination réductrice
Agent réducteur
Réaction thermique
Oxydation partielle

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