Oksüdatsiooniastmed, redoksiained ja pooleraktsioonide tasakaalustamine

Mida oksüdatsiooniaste registreerib

Oksüdatsiooniaste on laeng, mille aatom kannaks, kui iga side erinevate aatomite vahel oleks täielikult ioonne, ühised elektronid antakse elektronegatiivsemale aatomile; identsete aatomite vahel jagatud elektronid jagatakse võrdselt. See on formaalne loendus, mitte mõõdetud laeng. Vees omistatakse hapnikule −2 ja igale vesinikule +1, kuigi tegelikud osalaengud on palju väiksemad.

Oksüdeerumine on oksüdatsiooniastme suurenemine, mis vastab elektronide kaotamisele. Redutseerumine on oksüdatsiooniastme vähenemine, elektronide vastuvõtmine. Need kaks toimuvad alati koos, sest ühe liigi kaotatud elektronid peab vastu võtma teine. Igas redoksvõrrandis on oksüdatsiooniastme kogu suurenemine võrdne kogu vähenemisega ja iga tasakaalustamismeetod tugineb sellele võrdsusele.

Oksüdatsiooniastmete määramine prioriteetsuse järjekorras

Rakenda reegleid loendi ülaosast allapoole. Kui kaks reeglit on vastuolus, võidab kõrgem ning valemi viimane tundmatu aatom leitakse vahena.

Divesinikfosfaatiooni H₂PO₄⁻ puhul: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, seega P = +5. Tetrationaatiooni S₄O₆²⁻ puhul: 4S + 6(−2) = −2, seega neli väävliaatomit annavad kokku +10 ja keskmine on +2.5. Murdarvuline tulemus tähendab, et sama elemendi aatomid on erinevas keskkonnas ja esitatud arv on keskmine. Magnetiidi Fe₃O₄ keskmine on +8/3, kuna see sisaldab ühte Fe²⁺ iga kahe Fe³⁺ kohta.

• Aatomi oksüdatsiooniaste puhtas elemendis on 0 (Fe, O₂, S₈).
• Ühest aatomist koosneva iooni oksüdatsiooniaste võrdub selle laenguga (Mg²⁺ on +2, Br⁻ on −1).
• Valemi oksüdatsiooniastmed annavad kokku selle üldlaengu.
• Fluor on kõigis oma ühendites −1.
• 1. rühma metallid on ühendites +1 ja 2. rühma metallid +2.
• Vesinik on mittemetallidega +1 ja metallhüdriidides, näiteks NaH, −1.
• Hapnik on tavaliselt −2, kuid −1 peroksiidides (H₂O₂), −½ superoksiidides (KO₂) ja +2 ühendis OF₂.
• Kloor, broom ja jood on tavaliselt −1, välja arvatud siis, kui nad on seotud hapniku või kergema halogeeniga.

Oksüdeerija ja redutseerija nimetamine

Oksüdeerija võtab vastu elektrone ja põhjustab millegi muu oksüdeerumise, seega redutseerub ise. Redutseerija loovutab elektrone ja oksüdeerub ise. Nimeta kogu liik, mitte üksikut aatomit.

Vaatle 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Raud tõuseb +2-lt +3-le, seega Fe²⁺ oksüdeerub ja on redutseerija. Hapnik langeb peroksiidis −1-lt vees −2-le, seega H₂O₂ redutseerub ja on oksüdeerija. Vesinik jääb kogu aeg +1. Kaks raudiooni kaotavad kumbki ühe elektroni ja kaks peroksiidi hapnikuaatomit võtavad kumbki vastu ühe, seega kaotatakse kaks elektroni ja võetakse vastu kaks.

Üks liik võib täita mõlemat rolli. Reaktsioonis Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O läheb üks klooriaatom 0-st −1-le ja teine 0-st +1-le. See on dismutatsioon ning Cl₂ on nii oksüdeerija kui ka redutseerija.

Pooleraktsioonide tasakaalustamine happelises lahuses

Oksüdeerumise eraldamine redutseerumisest võimaldab tasakaalustada iga elektronide ülekande eraldi ja seejärel ühendada pooled nii, et elektronid taanduvad. Vesi annab hapnikuaatomeid ja H⁺ vesinikuaatomeid, sest need on liigid, mis happelises vees tegelikult olemas on.

Lahendatud näide 1. Happes oksüdeerib dikromaat nitritit: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Kroom läheb +6-lt +3-le ja lämmastik +3-lt +5-le. Oksüdeerumise pool: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, laeng −1 mõlemal pool. Redutseerumise pool: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, laeng +6 mõlemal pool. Kuus elektroni vastavad kahele kroomiaatomile, mille oksüdatsiooniaste muutub kolme ühiku võrra.

Korruta oksüdeerumise pool 3-ga, nii et mõlemas pooles on 6e⁻, ja liida: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Taanda 6H⁺ ja 3H₂O mõlemalt poolt: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontroll: Cr 2 ja 2; N 3 ja 3; O 7 + 6 = 13 ja 9 + 4 = 13; H 8 ja 8; laeng −2 + 8 − 3 = +3 ja +6 − 3 = +3.

• Jaga skeletivõrrand oksüdeerumise poolreaktsiooniks ja redutseerumise poolreaktsiooniks.
• Tasakaalusta kõik elemendid peale O ja H.
• Tasakaalusta O, lisades H₂O, seejärel tasakaalusta H, lisades H⁺.
• Tasakaalusta laeng, lisades elektronid positiivsemale poolele.
• Skaleeri pooled nii, et elektronid kattuvad, liida need ja taanda kõik, mis on mõlemal pool.
• Kontrolli aatomeid ja laengut ning veendu, et ühtegi elektroni ei jää alles.

Meetodi kohandamine aluselise lahuse jaoks

Aluselises lahuses on OH⁻ külluslikult ja lõppvõrrand ei tohiks sisaldada H⁺. Tasakaalusta nii, nagu lahus oleks happeline, seejärel lisa mõlemale poolele piisavalt OH⁻, et muuta iga H⁺ veeks. Sama liigi lisamine mõlemale poolele hoiab võrrandi tasakaalus.

Lahendatud näide 2. Hüpokloriit oksüdeerib aluselises keskkonnas kroom(III)hüdroksiidi kromaadiks: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Kroom läheb +3-lt +6-le ja kloor +1-lt −1-le. Oksüdeerumise pool: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Redutseerumise pool: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Arvude 3 ja 2 vähim ühiskordne on 6, seega kahekordista esimene pool ja kolmekordista teine.

Liitmine ja taandamine annab 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Lisa 4OH⁻ mõlemale poolele; paremal muutub 4H⁺ + 4OH⁻ 4H₂O-ks. Lõplik: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontroll: Cr 2 ja 2; Cl 3 ja 3; O 6 + 3 + 4 = 13 ja 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 ja 10; laeng −7 mõlemal pool.

Levinud vead redoksi arvepidamises

Enamik redoksvigu on arvepidamisvead ja igaühel on konkreetne kontroll.

Lõpptestina kinnita ainult oksüdatsiooniastmetega, et kaotatud elektronid võrduvad vastuvõetud elektronidega. Lahendatud näites 2 kaotavad kaks kroomiaatomit kumbki 3 elektroni (kokku 6) ja kolm klooriaatomit võtavad kumbki vastu 2 (samuti 6).

• Aatomi nimetamine reagendiks: kirjuta, et Cr₂O₇²⁻ on oksüdeerija, mitte kroom.
• Muutuse loendamine aatomi kohta, kuid mitte valemi kohta: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ võtab 6 elektroni, mitte 3.
• Elektronide asetamine vale poole: need on oksüdeerumise poolreaktsioonis saadused ja redutseerumise poolreaktsioonis lähteained. Kui laengukontroll ebaõnnestub, vaata esmalt siia.
• Hapniku tasakaalustamine O, O₂ või O²⁻ abil H₂O asemel. Vabu oksiidioone vees ei eksisteeri.
• H⁺ jätmine aluselise lahuse vastusesse või vee taandamise unustamine pärast OH⁻ lisamist.
• Eeldus, et hapnik on alati −2: kontrolli peroksiide, superoksiide ja O–F sidemeid.
• Tähistuse segiajamine: oksüdatsiooniaste kirjutatakse märk ees (+3); iooni laeng kirjutatakse arv ees (3+).