Oksidasiegetalle, redoksmiddels en balansering met halfreaksies

Wat 'n oksidasiegetal aanteken

'n Oksidasiegetal is die lading wat 'n atoom sou dra as elke binding tussen verskillende atome heeltemal ionies was, met die gedeelde elektrone toegeken aan die meer elektronegatiewe atoom; elektrone wat tussen identiese atome gedeel word, word gelykop verdeel. Dit is 'n formele telling, nie 'n gemete lading nie. In water word suurstof −2 en elke waterstof +1 toegeken, al is die werklike gedeeltelike ladings baie kleiner.

Oksidasie is 'n toename in oksidasiegetal, wat ooreenstem met 'n verlies van elektrone. Reduksie is 'n afname in oksidasiegetal, 'n wins van elektrone. Die twee vind altyd saam plaas, omdat elektrone wat deur een spesie verloor word deur 'n ander gewen moet word. In enige redoksvergelyking is die totale toename in oksidasiegetal gelyk aan die totale afname, en elke balanseringsmetode berus op daardie gelykheid.

Oksidasiegetalle in prioriteitsvolgorde toeken

Pas die reëls van bo af in die lys toe. Wanneer twee reëls bots, wen die hoër een, en die laaste onbekende atoom in 'n formule word deur verskil gevind.

Vir die diwaterstoffosfaation, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, dus P = +5. Vir die tetrationaation, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, dus is die vier swaelatome saam +10 en die gemiddelde +2.5. 'n Breukresultaat beteken dat atome van dieselfde element in verskillende omgewings sit en die getal wat gerapporteer word 'n gemiddelde is. Magnetiet, Fe₃O₄, het 'n gemiddelde van +8/3 omdat dit een Fe²⁺ vir elke twee Fe³⁺ bevat.

• 'n Atoom in 'n suiwer element is 0 (Fe, O₂, S₈).
• 'n Monoatomiese ioon is gelyk aan sy lading (Mg²⁺ is +2, Br⁻ is −1).
• Die oksidasiegetalle in 'n formule tel op tot sy algehele lading.
• Fluoor is −1 in al sy verbindings.
• Groep 1-metale is +1 en groep 2-metale +2 in verbindings.
• Waterstof is +1 met nie-metale en −1 in metaalhidriede soos NaH.
• Suurstof is gewoonlik −2, maar −1 in peroksiede (H₂O₂), −½ in superoksiede (KO₂), en +2 in OF₂.
• Chloor, broom en jodium is gewoonlik −1, behalwe wanneer hulle aan suurstof of aan 'n ligter halogeen gebind is.

Die oksiderende middel en die reduserende middel benoem

Die oksiderende middel neem elektrone op en veroorsaak dat iets anders geoksideer word, dus word dit self gereduseer. Die reduserende middel skenk elektrone en word self geoksideer. Benoem die hele spesie eerder as 'n enkele atoom.

Beskou 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Yster styg van +2 na +3, dus word Fe²⁺ geoksideer en is die reduserende middel. Suurstof daal van −1 in die peroksied na −2 in water, dus word H₂O₂ gereduseer en is die oksiderende middel. Waterstof bly deurgaans +1. Twee ysterione verloor elk een elektron en twee peroksiedsuurstofatome wen elk een, dus word twee elektrone verloor en twee gewen.

Een spesie kan albei rolle speel. In Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O gaan een chlooratoom van 0 na −1 en die ander van 0 na +1. Dit is disproporsionering, en Cl₂ is beide die oksiderende en die reduserende middel.

Balansering met halfreaksies in suur oplossing

Om oksidasie van reduksie te skei laat jou toe om elke elektronoordrag op sy eie te balanseer, en dan die helftes te kombineer sodat die elektrone kanselleer. Water verskaf suurstofatome en H⁺ verskaf waterstofatome omdat dit die spesies is wat werklik in suur water teenwoordig is.

Uitgewerkte voorbeeld 1. In suur oksideer dichromaat nitriet: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Chroom gaan van +6 na +3 en stikstof van +3 na +5. Oksidasiehelfte: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, met lading −1 aan elke kant. Reduksiehelfte: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, met lading +6 aan elke kant. Die ses elektrone stem ooreen met twee chroomatome wat elk met drie eenhede verander.

Vermenigvuldig die oksidasiehelfte met 3 sodat albei helftes 6e⁻ behels, en tel dan op: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Kanselleer 6H⁺ en 3H₂O aan elke kant: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontrole: Cr 2 en 2; N 3 en 3; O 7 + 6 = 13 en 9 + 4 = 13; H 8 en 8; lading −2 + 8 − 3 = +3 en +6 − 3 = +3.

• Verdeel die skeletvergelyking in 'n oksidasiehelfte en 'n reduksiehelfte.
• Balanseer elke element behalwe O en H.
• Balanseer O deur H₂O by te voeg, balanseer dan H deur H⁺ by te voeg.
• Balanseer lading deur elektrone by die meer positiewe kant te voeg.
• Skaal die helftes sodat die elektrone ooreenstem, tel hulle op, en kanselleer alles wat aan albei kante voorkom.
• Kontroleer atome en lading, en bevestig dat geen elektrone oorbly nie.

Die metode vir basiese oplossing aanpas

In basiese oplossing is OH⁻ volop en moet die finale vergelyking nie H⁺ bevat nie. Balanseer asof die oplossing suur was, en voeg dan genoeg OH⁻ aan albei kante by om elke H⁺ in water om te sit. Om dieselfde spesie aan albei kante by te voeg hou die vergelyking gebalanseer.

Uitgewerkte voorbeeld 2. Hipochloriet oksideer chroom(III)hidroksied tot chromaat in basis: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Chroom gaan van +3 na +6 en chloor van +1 na −1. Oksidasiehelfte: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Reduksiehelfte: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Die kleinste gemene veelvoud van 3 en 2 is 6, dus verdubbel die eerste helfte en verdriedubbel die tweede.

Optelling en kansellasie gee 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Voeg 4OH⁻ aan albei kante by; aan die regterkant word 4H⁺ + 4OH⁻ 4H₂O. Finaal: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontrole: Cr 2 en 2; Cl 3 en 3; O 6 + 3 + 4 = 13 en 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 en 10; lading −7 aan elke kant.

Algemene foute in redoksboekhouding

Die meeste redoksfoute is boekhoudfoute, en elkeen het 'n spesifieke kontrole.

Bevestig as finale toets met oksidasiegetalle alleen dat verloorde elektrone gelyk is aan gewonne elektrone. In uitgewerkte voorbeeld 2 verloor twee chroomatome elk 3 elektrone (6 in totaal) en wen drie chlooratome elk 2 (ook 6).

• 'n Atoom as die middel benoem: skryf dat Cr₂O₇²⁻ die oksiderende middel is, nie chroom nie.
• Die verandering per atoom tel maar nie per formule nie: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ neem 6 elektrone, nie 3 nie.
• Elektrone aan die verkeerde kant plaas: hulle is produkte in 'n oksidasiehelfte en reaktante in 'n reduksiehelfte. As die ladingskontrole misluk, kyk eers hier.
• Suurstof balanseer met O, O₂ of O²⁻ in plaas van H₂O. Vrye oksiedione bestaan nie in water nie.
• H⁺ in 'n antwoord vir basiese oplossing laat staan, of vergeet om water te kanselleer nadat OH⁻ bygevoeg is.
• Aanneem dat suurstof altyd −2 is: kyk vir peroksiede, superoksiede en O–F-bindings.
• Notasie deurmekaarkrap: 'n oksidasiegetal word met die teken eerste geskryf (+3); 'n ioonlading word met die getal eerste geskryf (3+).