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== 개요 ==
반응 중 한 개 이상의 전자가 이동하는 반응을 [[산화·환원 #아무개]] 반응(oxidation-reduction 또는 redox reaction)이라 한다. 예를 들면 2Na(s) + <math>Cl_2</math>(g) → 2NaCl(s) 에서 반응 전후 Na의 산화수는 0에서 +1로 증가하고(전자를 잃음) Cl의 산화수는 0에서 -1로 감소한다(전자를 얻음).

== 산화수 규칙 ==
[[화합물#아무개]]의 구조를 자세히 고려하지 않고 일정한 규칙, 즉 산화수 규칙에 따라 각 원자의 대략적인 산화 상태를 알 수 있다. 애매하면 [[루이스 구조#아무개]] 를 그려서 [[전기음성도#아무개]]가 큰 원소에 전자를 몰아주고 각 원소의 전하를 따져야 한다.
1. 홑원소 물질을 구성하는 원자의 산화수는 0이다. [* <math>H_2</math>, <math>O_2</math>, C 등]
2. 일원자 이온의 산화수는 그 이온의 전하와 같다. [* <math>Co^{3+}</math>의 산화수는 +3, <math>I^-</math>의 산화수는 -1]
3. 수소 화합물에서 H의 산화수는 대부분 +1이다. [* 단 LiH와 같은 금속 수소 화합물에서는 H의 전기음성도가 더 크므로 H의 산화수는 -1이다.]
4. 산소 화합물에서 O의 산화수는 대부분 -2이다. [* 단, <math>H_2</math><math>O_2</math>에서는 -1, <math>OF_2</math>에서는 +2이다. 잘 이해가 안되면 루이스 구조를 그려보자.]
5. [[할로겐#아무개]] 원자의 산화수는 [[산화물 #아무개]] 이외에서 대부분 -1이다.
6. 1족 금속의 산화수는 대부분 +1이다.
7. [[화합물#아무개]] 또는 다원자 이온을 구성하는 각 원자의 산화수를 모두 더하면 전체 전하량과 같다.

== 산화-환원 반응에서 전자의 이동 ==
산화-환원 반응의 중요한 특징은 산화와 환원의 정의에서도 알 수 있듯이 바로 전자의 이동이다. 따라서 이동한 전자 수를 제대로 계산해야 산화-환원 반응의 균형 맞추기와 양론 계산을 정확히 할 수 있다. ~~~너무 당연..~~~ ~~~아무튼~~~ 이동한 전자 수는 한 종류의 원자를 기준으로 산화수 차이에 그 원자의 수를 곱한 것과 같다. 예를 들어 다음과 같은 [[프로페인#아무개]](propane)의 연소반응 <math>C_3</math><math>H_8</math>(g) + 5<math>O_2</math>(g) → 3<math>CO_2</math>(g) + 4<math>H_2O</math>(l) 에서 C의 산화수는 <math>-{8 \over 3}</math>에서 +4로 증가하므로 [[프로페인#아무개]]은 산화되고, 잃은 전자의 수는 {+4-(<math>-{8 \over 3})</math>}<math>e^-</math> × 3 = 20<math>e^-</math> 이다. 환원 반응에서도 이동한 전자 수는 같아야 하므로 산소로 검산해보면 O의 산화수는 0에서 -2으로 감소하므로 산소 기체는 환원되고 이때 얻는 전자 수는 {0-(-2)}<math>e^-</math> × 10 = 20<math>e^-</math> 이다.
참고로 위 반응에서 [[프로페인#아무개]]을 [[환원제#아무개]](reducing agent), 산소 기체를 [[산화제#아무개]](oxidizing agent)라 한다. 주의할 점은 환원제 또는 산화제가 산화 상태가 변하는 원소가 아닌 화합물 전체를 가리킨다는 것과 자신이 아닌 남을 기준으로 한다는 것이다. 즉 [[프로페인 #아무개]]이 산화되면서 산소 기체를 환원시켰으므로 환원제이고, 산소 기체가 환원되면서 프로페인을 산화시키므로 산화제라 부른다.

== 산화-환원 반응식의 균형 맞추기 ==
다음과 같은 불균형 반응식의 균형을 맞춰보도록 하자.
<math>MnO_4^-</math>(aq) + <math>Fe^{2+}</math>(aq) → <math>Fe^{3+}</math>(aq) + <math>Mn^{2+}</math>(aq)

다음과 같이 산화 또는 환원 반응의 반쪽 반응식을 쓸 수 있다.
산화 반쪽 반응: <math>Fe^{2+}</math> →<math>Fe^{3+}</math> +<math>e^-</math>
환원 반쪽 반응: <math>MnO_4^-</math> + 5<math>e^-</math> → <math>Mn^{2+}</math>

먼저 산성 용액 조건에서 반응이 일어난다고 가정하면, <math>H^+</math>을 이용하여 환원 반쪽 반응에서 전하 균형을 맞출 수 있다.
<math>MnO_4^- + 5e^- + 8H^+</math> → <math>Mn^{2+}</math>

다음으로 <math>H_2O</math>를 이용하여 산소의 균형을 맞춘다.
<math>MnO_4^- + 5e^- + 8H^+</math> → <math>Mn^{2+} + 4H_2O</math>

마지막으로 산화 반쪽 반응과 환원 반쪽 반응에 도입된 전자의 수가 같아지도록 산화 반쪽 반응을 정수배하고, 두 반쪽 반응식을 더해 전체 반응식을 만든다.

산화 반쪽 반응: <math>(Fe^{2+}</math> → <math>Fe^{3+} + e^-)</math> ×5
환원 반쪽 반응: <math>MnO_4^- + 5e^- + 8H^+</math> → <math>Mn^{2+} + 4H_2O</math>
전체 반응: <math>MnO_4^- + 5Fe^{2+} + 8H^+</math> → <math>Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H_2O</math>

만약 위 반응이 염기성 용액에서 일어난다면 <math>H^+</math> 대신 <math>OH^-</math>로 전하 균형을 맞추면 된다. 따라서 염기성 조건에서 환원 반쪽 반응은 다음과 같다.
<math>MnO_4^- + 5e^- + 4H_2O</math> → <math>Mn^{2+} + 8OH^-</math>

따라서 염기성 용액에서 전체 반응식은 <math>Fe^{2+} + MnO_4^- + 4H_2O</math> → <math>Fe^{3+} + Mn^{2+} + 8OH^-</math> 가 된다.

[[분류: 화학]]

산화-환원 반응 - 편집 역사

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