第10回酸化還元反応 PDF

★ 第10回 酸化還元反応 ブラディ・ジャスパーセン一般科学（上）5章  酸化還元反応 〇 定義 酸化＝電子を放出 2Na ⎯→ 2Na+ + 2e– （半反応式） 還元＝電子を受け取る Cl2 + 2e– ⎯→ 2Cl– （半反応式） 〇 全体反応式 2Na + Cl2 ⎯→ 2Na + + 2Cl–  酸化還元...

★ 第10回 酸化還元反応 ブラディ・ジャスパーセン一般科学（上）5章  酸化還元反応 〇 定義 酸化＝電子を放出 2Na ⎯→ 2Na+ + 2e– （半反応式） 還元＝電子を受け取る Cl2 + 2e– ⎯→ 2Cl– （半反応式） 〇 全体反応式 2Na + Cl2 ⎯→ 2Na + + 2Cl–  酸化還元反応 〇 定義 酸化剤＝相手を酸化し、自身は還元する Cl2 + 2e– ⎯→ 2Cl– （半反応式） 還元剤＝相手を還元し、自身は酸化する Na ⎯→ Na+ + e– （半反応式）  酸化還元反応 〇 マグネシウムと酸素の反応 2Mg + O2 ⎯→ 2MgO Oxidation: Mg ⎯→ Mg2+ + 2e – （半反応式） ▪ Loses electrons = oxidized ▪ Reducing agent Reduction: O2 + 4e– ⎯→ 2O2– （半反応式） ▪ Gains electrons = reduced ▪ Oxidizing agent  酸化数 〇 酸化数を割り当てるルール（上位の規則が優先） １）酸化数を足し合わせたもの＝分子・イオンの電荷 ２）単体の原子・分子（中性）＝ 酸化数はゼロ（0） ３）１族（+１）、2族（+2）、13族（+3）の酸化数 ４）化合物中のH（+1）、F（－１）の酸化数 ５）酸素 ＝－2の酸化数 ６）17族 ＝－１の酸化数 ７）16族 ＝－２の酸化数 ８）15族 ＝－３の酸化数  酸化数の決定 1. Li2O Li (2 atoms) × (+1) = +2 (Rule 3) O (1 atom) × (–2) = –2 (Rule 5) sum = 0 (Rule 1) +2 –2 = 0 so the charges are balanced to zero 2. CO2 C (1 atom) × (x) = x O (2 atoms) × (–2) = –4 (Rule 5) sum = 0 (Rule 1) x – 4 = 0 or x = +4 C is in +4 oxidation state  酸化数の決定 Example 1: ClO4– O (4 atoms) × (–2) = –8 (Rule 5) 上位の規則が優先！ Cl (1 atom) × (–1) = –1 (Rule 6) (molecular ion) sum ≠ –1 (violates Rule 1) Rule 5 for oxygen comes before Rule 6 for halogens O (4 atoms) × (–2) = –8 (Rule 5) Cl (1 atom) × (x) = x sum = –1 (Rule 1) –8 + x = –1 or x = 8 – 1 So x = +7; Cl is oxidation state +7  酸化・還元過程の特定 ▪ 反応における酸化と還元 decrease reduction increase oxidation +2 0 +2 0 2+ + Zn 2+ + Cu Cu Zn Cu: oxidation number decreases by 2  reduction （還元） Zn: oxidation number increases by 2  oxidation （酸化）  酸化・還元過程の特定 ▪ 酸化数の変化から酸化・還元を予想する O: decrease reduction C: increase oxidation -4 +1 0 +4 -2 +1 -2 CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ▪ O: oxidation number decreases by 2  reduction ▪ C: oxidation number increases by 8  oxidation  酸化還元反応の釣合 例）ニクロム酸イオンと鉄イオン Cr2O72– + Fe2+ ⎯→ Cr3+ + Fe3+ ✓ 酸性溶液中 酸化還元反応の釣合はどうなるか？ ✓ 塩基性溶液中  酸化還元反応の釣合 ✓酸性溶液中での釣合 （半反応式 → 全体の反応式をつくる） 段階１：反応式を２つの半反応に分ける. 段階２：HとO以外の釣合いをとる. 段階３： H2Oを加えOの釣合いをとる. 段階４：H+を加えHの釣り合いをとる. 段階５：e-を加え電荷の釣合いをとる. 段階６：もらう電子数とあげる電子数を等しくしたのち、 半反応式を足し合わせる. 段階７：両側で同じ物質を消去する.  酸化還元反応の釣合 ✓酸性溶液中での釣合（ニクロム酸イオンと鉄イオン） Cr2O72– + Fe2+ ⎯→ Cr3+ + Fe3+ 1. Break into half-reactions （半反応式） Cr2O72– ⎯→ Cr3+ Fe2+ ⎯→ Fe3+ 2. Balance atoms other than H and O Cr2O72– ⎯→ 2Cr3+ Put in 2 coefficient to balance Cr Fe2+ ⎯→ Fe3+ Fe already balanced  酸化還元反応の釣合 3. Balance O by adding H2O to the side that needs O Cr2O72– ⎯→ 2Cr3+ + 7H2O Left side has seven O atoms Right side has none Add seven H2O to right side Fe2+ ⎯→ Fe3+ No O to balance  酸化還元反応の釣合 4. Balance H by adding H+ to side that needs H 14H+ + Cr2O72– ⎯→ 2Cr3+ + 7H2O Right side has fourteen H atoms Left side has none Add fourteen H+ to left side Fe2+ ⎯→ Fe3+ No H to balance  酸化還元反応の釣合 5. Balance net charge by adding electrons. 6e– + 14H+ + Cr2O72– ⎯→ 2Cr3+ + 7H2O Net Charge = Net Charge = 14(+1) +(–2) = 12 2(+3)+7(0) = 6 6 electrons must be added to reactant side Fe2+ ⎯→ Fe3+ + e– 1 electron must be added to product side Now both half-reactions balanced for mass and charge  酸化還元反応の釣合 6. Make electron gain equal electron loss; then add half-reactions 6e– + 14H+ + Cr2O72– ⎯→ 2Cr3+ + 7H2O 6[ Fe2+ ⎯→ Fe3+ + e– ] 6e– + 6Fe2+ ⎯→ 6Fe 3+ + 2Cr3+ + 14H+ + Cr2O72– + 7H2O + 6e– 7. Cancel anything that's the same on both sides 6Fe2+ + 14H+ + Cr2O72– ⎯→ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 酸性溶液中での釣合  酸化還元反応の釣合 ✓塩基性溶液中での釣合 段階８：H+と同数のOH-を反応式の両辺に加える. 段階９：各辺でのH+とOH-を組合わせH2Oとする. 段階１０：各辺にあるH2Oを消去する.  追加：塩基性溶液中の釣合 Returning to our example of Cr2O72– and Fe2+ 8. Add to both sides of equation the same number of OH– as there are H+. 6Fe2++ 14H+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + Cr2O7 + 14OH 2– – ⎯→ + 7H2O + 14OH– 9. Combine H+ and OH– to form H2O. 7 6Fe + 14H2O 2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ ⎯→ + Cr2O72– + 7H2O + 14OH– 10. Cancel any H2O that you can 6Fe2+ + 7H2O 6Fe3+ + 2Cr3+ ⎯→ + Cr2O7 2– + 14OH– ←塩基性溶液中の釣合  金属の酸化還元反応 酸化還元反応で、ある元素が他の元素に置き換わる 金属 ＋ 酸 ➝ H2(g) 金属が水素を酸から押し出して、H2ガスが生成する！ 一般式で記述すると、 A + BC → AC + B 酸化剤としての酸 ▪ 金属と酸の反応 Molecular equation Zn(s) + 2HCl(aq)→ H2(g) + ZnCl2(aq) Net ionic equation Zn(s) + 2H+(aq)→ H2(g) + Zn2+(aq) ▪ Zn is oxidized (Zn0 → Zn2+) ▪ Zn is the reducing reagent ▪ H+ is reduced (2H+ → H20) ▪ H+ is the oxidizing reagent  金属と酸の反応 ✓酸との反応は金属に依存する 金属の活性系列 ▪ Metals that react with HCl or H2SO4 （水溶液） ▪ Easily oxidized by H+ ▪ More active than hydrogen (H2) e.g., Mg, Zn, alkali metals Mg(s) + 2H+(aq) ⎯→ Mg2+(aq) + H2(g) 2Na(s) + 2H+(aq) ⎯→ 2Na+(aq) + H2(g) ▪ Metals that don’t react with HCl or H2SO4 ▪ Not oxidized by H+ （水溶液） ▪ Less active than H2 e.g., Cu, Pt  金属の活性系列 ✓ 活性が高い＝酸化されやすい ✓ 活性が低い＝酸化されにくい 金属と水素の活性系列 H+を持つ酸 活性が低い と未反応 H+を含む溶液 から水素を追 水と反応し い出す て水素ガス 放出 活性が高い  陰イオンが酸の酸化力を決める ① 非酸化性酸 （酸のH+）＝かなり弱い酸 ▪ Anion is weaker oxidizing agent than H3O+ ▪ Only redox reaction is ▪ 2H+ + 2e– ⎯→ H2 or ←略式 ▪ 2H3O+ + 2e– ⎯→ H2 + 2H2O ←正式 ▪ HCl(aq), HBr(aq), HI(aq) ▪ H3PO4(aq) Cl－，SO42－ 酸化剤として働かない！ ▪ Cold, dilute H2SO4(aq) ▪ Most organic acids (e.g., HC2H3O2) e.g., Zn(s) + 2HCl(aq)→ H2(g) + ZnCl2(aq)  陰イオンが酸の酸化力を決める ② 酸化性酸 (H+よりも強力な酸化剤) ▪ Anion is stronger oxidizing agent than H3O+ ▪ Used to react metals that are less active than H2 ▪ No H2 gas formed ▪ HNO3 ▪ Concentrated ▪ Dilute ▪ Very dilute, with strong reducing agent（Cu） ▪ H2SO4 ▪ Hot, conc’d, with strong reducing agent (Cu) ▪ Cuは冷たい希硫酸とは反応しない  硝酸イオンの酸化力 A. Concentrated HNO3 （濃硝酸） ▪ NO3– more powerful oxidizing agent than H+ ▪ NO3–(aq) + 2H+(aq) + e– → NO2(g) + H2O ▪ Reduction of N (+5 to +4) 水素ガスは発生しない！ 正味のイオン反応式 二酸化窒素が還元生成物 oxidation reduction 0 +5 +2 +4 Cu(s) + 2NO3–(aq) + 4H+(aq) → Cu2+(aq) + 2NO2(g) + 2H2O Reducing Oxidizing agent agent  硝酸イオンの酸化力 B. Dilute HNO3 （希硝酸） ▪ NO3– is more powerful oxidizing agent than H+ ▪ NO is product ←濃硝酸とは還元生成物が異なる！ ▪ NO3–(aq) + 4H+(aq) + 3e – → NO(g) + 2H2O ▪ Reduction of N (+5 to +2) ▪ Used to react metals that are less active than H2 e.g., Reaction of copper with dilute nitric acid 3Cu(s) + 8HNO3(dil, aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O  熱濃硫酸の酸化力 A. Hot, concentrated H2SO4 ▪ Becomes potent oxidizer（強力な酸化剤） ▪ Reduction of S (+6 to +4) ▪ SO42– + 4H+ + 2e– → SO2(g) + 2H2O e.g., Cu + 2H2SO4(hot, conc.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O B. Hot, concentrated with strong reducing agent ▪ H2S is product ▪ SO42– + 10H+ + 8e– → H2S(g) + 4H2O ▪ Complete reduction of S (+6 to –2) e.g., 4Zn + 5H2SO4(hot, conc.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O  単置換反応 ▪ Left = Zn(s) + CuSO4(aq) ▪ Center = Cu2+(aq) reduced to Cu(s) Zn(s) oxidized to Zn2+(aq) ▪ Right = Cu(s) plated out on Zn bar Zn(s) + Cu2+(aq) ⎯→ Zn2+(aq) + Cu(s)  単置換反応 ▪ Zn2+ ions take place of Cu2+ ions in solution 原子レベルでのイメージ ▪ Cu atoms take place of Zn atoms in solid ▪ Cu2+ oxidizes Zn0 to Zn2+ ▪ Zn0 reduces Cu2+ to Cu0 ▪ More active Zn0 replaces less active Cu2+ ▪ Zn0 is easier to oxidize! ▪ Cu(s) + Zn2+(aq) ⎯→ No reaction  金属の活性系列 ➝ 酸化されやすい元素が酸化されにくい元素に置き換わる ✓ 活性が高い＝酸化されやすい ✓ 活性が低い＝酸化されにくい 金属と水素の活性系列 活性が低い Cu 電子移動 電子移動可 不可 Zn 活性が高い  まとめ ✓ 酸化＝電子を放出 ✓ 還元＝電子を受け取る ✓ 酸化剤＝相手を酸化し、自身は還元する ✓ 還元剤＝相手を還元し、自身は酸化する ✓ 酸化数の変化から酸化・還元を予想する ✓ 金属と酸の反応 HCl, H2SO4, HNO3、単置換反応 ✓ 金属の活性系列 → 基礎化学実験（2年次） ブラディ・ジャスパーセン 一般化学（上） ５章の例題・練習問題は各自で復習すること。 → 解法の説明を確認しながら進められる 。 第１1回（予告） 核反応・結晶 ✓ それぞれについて基本を学習する。