산화와 환원 반응

[김동석]

산화와 환원 반응

   1. 산화. 환원과 그 반응식
 [1]. 산화. 환원의 정의
 (1) 일반적 정의
 

	산화	환원
산소	+O2.	-O2
수소	-H2.	+H2
전자	-e-	+e-

 (2) 산화 수에 의한 정의
 (가) 산화 수 ; 주고 받은 전자 수
    ① + 산화 수 ☞ 잃은 전자 수
    ② - 산화 수 ☞ 얻은 전자 수
  (나) 산화 수 구하는 법
    ① ion의 산화 수 = ion의 가수
     (예) Cu⁺²= +2, Al⁺³= +3, Cl^-= -1, O^-2= 2
    ② 단체의 산화 수 = 0
     (예) H₂, O₂, Cl₂, Na, N₂, Ne등 =0
    ③ 수소의 산화 수 = +1
    (단, 금속과의 화합물에서 수소의 산화 수 ☞ -1)
     (예) H₂O, HCl, HI 등에서 = +1
          NaH, LiH, LiAlH₄ 등에서 = -1
    ④ 산소 화합물에서 산소 산화 수 = -2
        (단, 과산화 물에서 산소 산화 수 = -1)
      (예) H₂O, Na₂O, MgO, CaO 등에서 = -2
            H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂ 등에서 = -1
    ⑤할로겐화물에서 할로겐의 산화 수 = -1
      (예) NaCl, MgBr, AlCl₃, HI, HF등에서 ☞ Cl. Br. I. F등의 산화 수 = -1
    ⑥ 모든 황화 물에서 황의 산화 수 = -2
       (예) FeS, AsS3에서 S의 산화 수 = -2
    ⑦ 중성 분자에서 원자 수 × 산화수의 합 =0
      (예) KMnO4에서  ☞ 1 + x +(-2×4) =0  ∴ x (Mn의 산화 수) = +7
  (다) 산화수의 변화에 의한 산화 환원.
     ① 산화 수 증가 ☞ 산화
     ② 산화 수 감소 ☞ 환원     
  (3) 전자의 이동에 의한 산화 환원 설명.
     Fe + CuSO4 ――→  FeSO4 + Cu
    ① 산화 반반응 ; Fe - 2e- → Fe+2(산화 ;전자 잃음)
    ② 환원 반반응 ; Cu+2+2e- → Cu (환원 ; 전자 얻음)
 

  [2] 산화제와 환원제
  (1) 정의  
① 산화제 ; 자신은 환원되고 다른 물질을
                 산화  시키는 물질
  *. 산소를 쉽게 발생하는 물질 ☞ HNO₃,  
                 H₂SO₄, KMnO₄, H₂O₂.
   *. 할로겐의 단체 ☞ F₂, Cl₂, Br₂, I₂.
   *. 원자가가 큰 금속 이온 ☞ FeCl₃, SnCl₄.
 ② 환원제 ; 자신은 산화. 다른 물질을 환원
                  시킴.
  *. 산소와 쉽게 반응할 수 있는 물질 ☞
                  SO₂,H₂SO₃, HI, H₂S.
   *. 활성이 큰 금속 ☞ K, Na, Ca, Ba.

 ③ 산화제와 환원제의 세기
      예1) KMnO와 H2O2 ☞ 산화
     ∴ KMnO₄    ☞  산화제           H₂O₂ ☞ 환원제
      ∵ 산화제의 세기 ; KMnO₄>H₂O₂
  (예2) SO₂와 H₂S ☞ 환원제
       
       ∴ SO₂ ☞ 산화제           H₂S ☞ 환원제
       ∵ 환원력의 세기 ☞ H₂S > SO₂

  (2) 산화, 환원제의 실제적 이용
    

   (가) 철의 제련 : 철광석(적철광(Fe₂O₃),자철광 (Fe₃O₄),갈철광(Fe₂O₃.nH₂O))은 코오크스를
                           환원제로 사용.         (예) 2FeO3 + 3C → 4Fe + 3CO2
   (나) 크롬 및 망간의 야금 ; Cr 및 Mn은 C와 화합력이 강해 코오크스로 환원시키기 어려움
         금속 Al을 환원제로 야금 ☞ 골드스미트 법
       (예) Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr
             3MnO₂ + 4Al → 2Al₂O₃ + 3Mn
   (다) 표백
       ① 산화 표백제 ; O₃,H₂O₂,Cl₂,CaOCl₂,KMnO₄.
       ② 환원 표백제 ; SO₂, Na₂SO₃, Na₂S₂O₄
        ※  살균 및 소독 ; 산화제는 세균에 반응
             세균의 단백질을 산화 ☞ 세균기능 정지
              (예) 2H₂O₂ ☞ 2H₂O + O₂
         ※ Cl₂는 상수도 소독제로 사용
              Cl₂ +  H₂O  ☞    HCl + HClO 하이포 염소산(살균소독작용)

  [3] 산화. 환원 반응식
  (1) 산화, 환원 반응식의 계수 맞추는 법
  (가) 산화수 법
   (예) Cu + H⁺ + NO₃^- → Cu⁺²+ NO +H₂O
   ① 산화수의 변화 조사


   ② 증감된 산화수의 최소 공배수를 구함.
      *. 최소 공배수 / 증감된 산화 수 = 계수
      *. 산화, 환원 식 ×계수
     (예) 2와 3의 최소 공배수 = 6
          ∴ Cu의 계수 = 6/2 = 3
              NO₃^-의 계수 = 6/3 =2
   ③ 산소와 수소의 계수를 맞춤
        3Cu + 8H⁺ + 2NO₃^- → 3Cu⁺²+ 2NO +4H₂O
  (나) 이온 전자 법
     *산화. 환원 반 반응을 이용 계수 맞춤
    (예) Cu + H⁺ + NO₃^- → Cu⁺²+ NO +H₂O
   ① 산화 반 반응 ; Cu - 2e^- → Cu⁺² …①
   ② 환원 반 반응 ; 4H⁺+NO₃⁺ + 3e^-→ NO + 2H₂O…②
     
    ③ 두 반 반응의 주고받은 전자 수가 같도록 함.
        (주고받은 전자수의 최소공배수/주고받은 전자 수 = 계수)
      *. 계수 × ①, ②식
      *. 위의 반응에서 2와 3의 최소공배수 = 6
           6/2 = 3, 6/3 = 2.
      ∴ ① × 3,    3 Cu - 6e^- → 3Cu^{+2 ☞} ③식
          ② × 2,     8 H⁺ + 2NO3^- +6e^-→ 2NO^-+ 4H₂O -④식
       -------------------------------------------
        ③+④식☞ 3Cu + 8H⁺+ 2NO₃^- → 3Cu⁺²+ 2NO + 4H₂O

(2) 산화, 환원 반응에서 양적 관계
   (가) 산화 환원 반응시 주고받는 전자의 mol수는 같아야 한다
         즉, 증감된 산화 수가 같다
   (나) 산화, 환원제가 반응시 당량 대 당량으로 반응함
    *산화,환원제 1g 당량
     ① 산화제 1g 당량 ☞ 전자 1몰을 받을 수 있는 양
      (예) 2KMnO₄    →       K₂O   +      2MnO + 5O
                  ^{+7 ------------------------ +2}
       ∴ 산화수 7  ▶ 2 (5감소)    KMnO₄ 1mol  ▷ 5g당량

   ② 환원제 1g 당량 ☞ 전자 1몰을 줄 수 있는 량
      (예) SnCl₂ ―――→     SnCl₄
              ^{+2-------------+4}
      ∴ 산화수 2 ☞ 4 (2증가)
         SnCl₂ 1mol   ▶  2g당량
   ③ 산화 환원 반응에서
       산화제 g당량 수 = 환원제 g당량 수
      (내 놓은 전자 수 = 받은 전자 수)