Oksidasyon Sayı Yöntemi ile Yarı Reaksiyon Yöntemi Arasındaki Fark
Share
Temel Fark - Oksidasyon Sayı Yöntemi ve Yarı Reaksiyon Yöntemi
Oksidasyon sayısı yöntemi ve yarım reaksiyon yöntemi, bir redoks reaksiyonunun kimyasal denklemini dengelemek için kullanılan iki yöntemdir. Bir redoks reaksiyonu, iki paralel kimyasal reaksiyondan oluşan kimyasal bir reaksiyondur; oksidasyon reaksiyonu ve indirgeme reaksiyonu. Bunlar bir redoks reaksiyonunun yarı reaksiyonları olarak bilinir. Bu nedenle, bir maddenin oksidasyona uğradığı ve başka bir maddenin (veya aynı maddenin) indirgendiği bir reaksiyon karışımında bir redoks reaksiyonu meydana gelir. Yükseltgenmeler ve indirgemeler, bir kimyasal elementin yükseltgenme sayısını veya yükseltgenme durumunu değiştirir. Ya oksidasyon sayısındaki bu değişiklik ya da redoks reaksiyonunda meydana gelen yarı reaksiyonlar, redoks reaksiyonunun genel kimyasal denklemini dengelemek için kullanılabilir. temel fark oksidasyon sayı yöntemi ile yarı reaksiyon yöntemi arasında oksidasyon sayısı yöntemi, reaksiyon karışımındaki kimyasal türlerin oksidasyon sayısındaki değişikliği kullanırken, yarı reaksiyon yöntemi, iki paralel yarım reaksiyonu dengeleme yöntemini ve ardından bunların ilave edilmesini kullanır..
İÇİNDEKİLER
1. Genel Bakış ve Temel Fark
2. Oksidasyon Numarası Yöntemi nedir
3. Yarı Reaksiyon Yöntemi Nedir
4. Yan Yana Karşılaştırma - Tablo Formunda Oksidasyon Numarası Yöntemi ile Yarı Reaksiyon Yöntemi
5. Özeti
Oksidasyon Numarası Yöntemi Nedir?
Oksidasyon sayısı yöntemi, reaksiyon karışımındaki kimyasal türlerin oksidasyon sayılarını kullanarak bir redoks reaksiyonunun kimyasal denklemini dengeleme yöntemidir. Kimyasal bir elementin oksidasyon sayısı, o elementin oksidasyon derecesidir. Oksidasyon numarasına bazen oksidasyon durumu denir ve bu pozitif bir değer, negatif bir değer veya sıfır olabilir. Bir atomun oksidasyon sayısı arttığında, atomun oksitlendiğini söyleriz; aksine, oksidasyon sayısı azaldığında, atom azalır.
Örnek: Çinko (Zn) ve hidroklorik asit (HCl) arasındaki reaksiyon Çinko klorür (ZnCl) verir2) ve hidrojen gazı (H2). Bu reaksiyon, çinkonun oksidasyona uğradığı ve klorun oksidasyon sayısının değişmediği hidrojen atomunun indirgendiği bir redoks reaksiyonudur. Zn atomu Zn'ye oksitlendi2+ oysa H+ iyon H'ye düştü2.
Zn + HCl → ZnCl2 + 'H2
Resim 01: HCI ile Çinko Reaksiyonu
Yukarıdaki denklemi dengelemek için yükseltgenme sayısı yöntemi kullanılabilir. İlk olarak, tüm atomların oksidasyon sayıları belirtilmelidir.
Zn = 0
HCl cinsinden H = +1
Znin ZnCl2 = +2
H cinsinden H2 = 0
Daha sonra bu oksidasyon sayılarında meydana gelen değişiklikleri belirlemelidir. Zn, Zn'ye oksitlendi2+ H olurken+ H'ye düşürüldü2. Bu değişiklikler fark edildikten sonra, atom başına oksidasyon sayısının artması veya azalması belirtilmelidir. Bu faktörü “ON faktörü” olarak adlandıralım (atom başına artış veya azalma). ON faktörünü belirledikten sonra, oksitleyici atom, atomu azaltma ON faktörü ile çarpılmalıdır ve bunun tersi de geçerlidir..
Zn = 2'nin ON faktörü
H = 1'in ON faktörü
Çarpıldığında Zn x 1 + HCl x 2 → ZnCl2 x 1 + H2
Bu dengeli redoks reaksiyonu verir: Zn + 2HCl → ZnCl2 + 'H2
Yarı Reaksiyon Yöntemi Nedir?
Yarım reaksiyon yöntemi, iki paralel yarım reaksiyonu kullanarak bir redoks reaksiyonunu dengeleme yöntemidir; oksidasyon yarı reaksiyonu ve indirgeme yarı reaksiyonu. Redoks reaksiyonlarında, bir reaktan kendisini azaltırken diğer reaktanı oksitleyen oksitleyici ajan olarak işlev görür..
Örnek: Çinko (Zn) ve hidroklorik asit (HCl) arasındaki reaksiyon için çinko indirgeyici ajan olarak işlev görürken, HCl içindeki hidrojen oksitleyici maddedir. Daha sonra dengeli iki yarım reaksiyon şöyle yazılabilir:
Yükseltgenme: Zn → Zn+2+ 2e
Redüksiyon: 2HCl + 2e → H2 + 2Cl-
Sonra dengeli redoks reaksiyonlarını elde etmek için yarım reaksiyonları ekleyebiliriz. Ancak eklemeden önce her iki taraftaki elektron sayısının eşit olup olmadığını kontrol etmelidir (ancak o zaman her iki taraftaki elektronlar net denklemi elde etmek için iptal edilebilir). Elektronlar eşit değilse, o zaman tüm denklem (bir yarım reaksiyondan) diğer yarım reaksiyondaki elektron sayısına eşit olana kadar uygun bir değerle çarpılmalıdır..
Dengeli redoks reaksiyonu: Zn + 2HCl → ZnCl2 + 'H2
Oksidasyon Sayısı Yöntemi ile Yarı Reaksiyon Yöntemi Arasındaki Fark Nedir??
Oksidasyon Sayı Yöntemi ve Yarım Reaksiyon Yöntemi | |
| Oksidasyon sayısı yöntemi, reaksiyon karışımındaki kimyasal türlerin oksidasyon sayılarını kullanarak bir redoks reaksiyonunun kimyasal denklemini dengeleme yöntemidir. | Yarım reaksiyon yöntemi, iki paralel yarım reaksiyonu kullanarak bir redoks reaksiyonunu dengeleme yöntemidir; oksidasyon yarım reaksiyonu ve indirgeme yarım reaksiyonu |
| Yöntem | |
| Oksidasyon sayısı yöntemi, reaktanlar ve ürünlerdeki her bir atomun oksidasyon sayısındaki değişiklikleri kullanır. | Yarı reaksiyon yöntemi, redoks reaksiyonunun oksidasyon ve indirgeme reaksiyonlarını kullanır. |
Özet - oksidasyon Sayı Yöntemi ve Yarı Reaksiyon Yöntemi
Bir redoks reaksiyonu, bir reaktanın bir oksitleyici ajan olarak hareket ettiği, diğer bir reaktan ise bir indirgeyici ajan olarak hareket ettiği yaygın bir reaksiyon türüdür. Bir redoks reaksiyonunu dengelemenin iki ana yolu vardır; yükseltgenme sayısı yöntemi ve yarı reaksiyon yöntemi. Oksidasyon sayısı yöntemi ile yarı reaksiyon yöntemi arasındaki fark, oksidasyon sayısı yönteminin, reaksiyon karışımındaki kimyasal türlerin oksidasyon sayısındaki değişikliği kullanması, yarı reaksiyon yönteminde ise iki paralel yarım reaksiyonu dengeleme yöntemini ve ardından bunların her biri ile eklenmesidir. diğer.
Referans:
1. “Redoks Reaksiyonlarının Dengelenmesi.” Redoks Reaksiyonlarının Dengelenmesi, İyon Elektron Yöntemi, Oksidasyon Sayı Yöntemi | [e-posta korumalı] Buradan ulaşılabilir
2. “Redoks reaksiyon denklemlerinin dengelenmesi için oksidasyon sayıları yöntemi.” PH hesaplama, konsantrasyon dönüştürme çözeltisi hazırlama ve kimyasal denklem dengeleme için kimyasal hesap makinesi yazılımı. Burada mevcut
Görünüm inceliği:
1. HCl'By Chemicalinterest ile Zn reaksiyonu - Commons Wikimedia üzerinden kendi çalışması, (Public Domain)
