Oxidationstal, redoxmidler og afstemning med halvreaktioner

Hvad et oxidationstal registrerer

Et oxidationstal er den ladning, et atom ville have, hvis hver binding mellem forskellige atomer var fuldstændigt ionisk, således at de delte elektroner tilskrives det mest elektronegative atom; elektroner, der deles mellem identiske atomer, fordeles ligeligt. Det er en formel optælling, ikke en målt ladning. I vand tildeles oxygen −2 og hvert hydrogen +1, selvom de virkelige partialladninger er meget mindre.

Oxidation er en stigning i oxidationstal, hvilket svarer til et tab af elektroner. Reduktion er et fald i oxidationstal, et optag af elektroner. De to sker altid sammen, fordi elektroner, som den ene art afgiver, må optages af en anden. I enhver redoxligning er den samlede stigning i oxidationstal lig med det samlede fald, og enhver afstemningsmetode hviler på den lighed.

Tildeling af oxidationstal i prioriteret rækkefølge

Anvend reglerne oppefra og ned. Når to regler er i konflikt, vinder den øverste, og det sidste ukendte atom i en formel findes som differens.

For dihydrogenphosphationen, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, så P = +5. For tetrathionationen, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, så de fire svovlatomer i alt giver +10, og gennemsnittet er +2.5. Et brøkresultat betyder, at atomer af samme grundstof sidder i forskellige omgivelser, og at det angivne tal er et gennemsnit. Magnetit, Fe₃O₄, har gennemsnittet +8/3, fordi den indeholder én Fe²⁺ for hver to Fe³⁺.

• Et atom i et rent grundstof er 0 (Fe, O₂, S₈).
• En monoatomar ion svarer til sin ladning (Mg²⁺ er +2, Br⁻ er −1).
• Oxidationstallene i en formel summerer til dens samlede ladning.
• Fluor er −1 i alle sine forbindelser.
• Gruppe 1-metaller er +1 og gruppe 2-metaller +2 i forbindelser.
• Hydrogen er +1 sammen med ikke-metaller og −1 i metalhydrider som NaH.
• Oxygen er som regel −2, men −1 i peroxider (H₂O₂), −½ i superoxider (KO₂) og +2 i OF₂.
• Chlor, brom og iod er som regel −1, undtagen når de er bundet til oxygen eller til en lettere halogen.

Angivelse af oxidationsmidlet og reduktionsmidlet

Oxidationsmidlet optager elektroner og får noget andet til at blive oxideret, så det selv reduceres. Reduktionsmidlet afgiver elektroner og oxideres selv. Angiv hele arten frem for et enkelt atom.

Betragt 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Jern stiger fra +2 til +3, så Fe²⁺ oxideres og er reduktionsmidlet. Oxygen falder fra −1 i peroxidet til −2 i vand, så H₂O₂ reduceres og er oxidationsmidlet. Hydrogen forbliver +1 hele vejen igennem. To jernioner afgiver hver ét elektron, og to peroxid-oxygenatomer optager hver ét, så to elektroner afgives, og to optages.

Én art kan spille begge roller. I Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O går det ene chloratom fra 0 til −1 og det andet fra 0 til +1. Det er disproportionering, og Cl₂ er både oxidationsmiddel og reduktionsmiddel.

Afstemning med halvreaktioner i sur opløsning

Ved at adskille oxidation fra reduktion kan du afstemme hver elektronoverførsel for sig og derefter kombinere halvdelene, så elektronerne går ud mod hinanden. Vand leverer oxygenatomer, og H⁺ leverer hydrogenatomer, fordi det er de arter, der faktisk er til stede i surt vand.

Gennemregnet eksempel 1. I syre oxiderer dichromat nitrit: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Chrom går fra +6 til +3 og nitrogen fra +3 til +5. Oxidationshalvreaktion: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, med ladning −1 på hver side. Reduktionshalvreaktion: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, med ladning +6 på hver side. De seks elektroner svarer til to chromatomer, der hver ændrer sig tre enheder.

Gang oxidationshalvreaktionen med 3, så begge halvdele omfatter 6e⁻, og læg dem sammen: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Forkort 6H⁺ og 3H₂O væk fra hver side: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontrol: Cr 2 og 2; N 3 og 3; O 7 + 6 = 13 og 9 + 4 = 13; H 8 og 8; ladning −2 + 8 − 3 = +3 og +6 − 3 = +3.

• Del skeletligningen i en oxidationshalvreaktion og en reduktionshalvreaktion.
• Afstem alle grundstoffer undtagen O og H.
• Afstem O ved at tilføje H₂O, og afstem derefter H ved at tilføje H⁺.
• Afstem ladningen ved at tilføje elektroner på den mest positive side.
• Skalér halvdelene, så elektronerne passer, læg dem sammen, og forkort alt, der står på begge sider.
• Kontrollér atomer og ladning, og bekræft, at der ikke er elektroner tilbage.

Tilpasning af metoden til basisk opløsning

I basisk opløsning er der rigeligt med OH⁻, og den endelige ligning bør ikke indeholde H⁺. Afstem, som om opløsningen var sur, og tilsæt derefter nok OH⁻ til begge sider til at omdanne hver H⁺ til vand. Når den samme art tilsættes til begge sider, forbliver ligningen afstemt.

Gennemregnet eksempel 2. Hypochlorit oxiderer chrom(III)hydroxid til chromat i base: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Chrom går fra +3 til +6 og chlor fra +1 til −1. Oxidationshalvreaktion: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Reduktionshalvreaktion: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Det mindste fælles multiplum af 3 og 2 er 6, så fordobl den første halvreaktion og tredobl den anden.

Addition og forkortning giver 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Tilsæt 4OH⁻ til begge sider; til højre bliver 4H⁺ + 4OH⁻ til 4H₂O. Endeligt: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontrol: Cr 2 og 2; Cl 3 og 3; O 6 + 3 + 4 = 13 og 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 og 10; ladning −7 på hver side.

Almindelige fejl i redoxregnskabet

De fleste redoxfejl er regnskabsfejl, og hver af dem har en bestemt kontrol.

Som en sidste test bekræfter du alene ud fra oxidationstal, at de afgivne elektroner er lig med de optagne. I gennemregnet eksempel 2 afgiver to chromatomer hver 3 elektroner (6 i alt), og tre chloratomer optager hver 2 (også 6).

• At angive et atom som midlet: skriv, at Cr₂O₇²⁻ er oxidationsmidlet, ikke chrom.
• At tælle ændringen pr. atom, men ikke pr. formel: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ kræver 6 elektroner, ikke 3.
• At sætte elektroner på den forkerte side: de er produkter i en oxidationshalvreaktion og reaktanter i en reduktionshalvreaktion. Hvis ladningskontrollen fejler, så kig her først.
• At afstemme oxygen med O, O₂ eller O²⁻ i stedet for H₂O. Frie oxidioner findes ikke i vand.
• At efterlade H⁺ i et svar for basisk opløsning, eller at glemme at forkorte vand væk efter tilsætning af OH⁻.
• At antage, at oxygen altid er −2: tjek for peroxider, superoxider og O–F-bindinger.
• At blande skrivemåder: et oxidationstal skrives med fortegn først (+3); en ionladning skrives med tal først (3+).