Oksidacijski brojevi, redoks sredstva i izjednačavanje polureakcijama

Što oksidacijski broj bilježi

Oksidacijski broj je naboj koji bi atom imao kad bi svaka veza između različitih atoma bila potpuno ionska, uz dodjelu zajedničkih elektrona elektronegativnijem atomu; elektroni koje dijele identični atomi dijele se podjednako. To je formalno brojanje, a ne izmjereni naboj. U vodi se kisiku dodjeljuje −2, a svakom vodiku +1, iako su stvarni djelomični naboji mnogo manji.

Oksidacija je porast oksidacijskog broja, što odgovara gubitku elektrona. Redukcija je pad oksidacijskog broja, dobitak elektrona. Dvije se uvijek događaju zajedno, jer elektrone koje izgubi jedna vrsta mora primiti druga. U svakoj redoks jednadžbi ukupni porast oksidacijskog broja jednak je ukupnom padu, a svaka metoda izjednačavanja počiva na toj jednakosti.

Određivanje oksidacijskih brojeva redoslijedom prvenstva

Primjenjujte pravila od vrha popisa prema dolje. Kad se dva pravila sukobe, pobjeđuje više, a zadnji nepoznati atom u formuli nalazi se razlikom.

Za dihidrogenfosfatni ion, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, pa je P = +5. Za tetrationatni ion, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, pa četiri atoma sumpora zajedno daju +10, a prosjek je +2.5. Razlomljen rezultat znači da atomi istog elementa stoje u različitim okruženjima, a naveden broj je prosjek. Magnetit, Fe₃O₄, ima prosjek +8/3 jer sadrži jedan Fe²⁺ na svaka dva Fe³⁺.

• Atom u čistom elementu iznosi 0 (Fe, O₂, S₈).
• Jednoatomni ion jednak je svom naboju (Mg²⁺ je +2, Br⁻ je −1).
• Oksidacijski brojevi u formuli zbrajaju se u njezin ukupni naboj.
• Fluor je −1 u svim svojim spojevima.
• Metali 1. skupine u spojevima su +1, a metali 2. skupine +2.
• Vodik je +1 s nemetalima i −1 u metalnim hidridima poput NaH.
• Kisik je obično −2, ali −1 u peroksidima (H₂O₂), −½ u superoksidima (KO₂) i +2 u OF₂.
• Klor, brom i jod obično su −1, osim kad su vezani na kisik ili lakši halogen.

Imenovanje oksidansa i reducensa

Oksidans prima elektrone i uzrokuje oksidaciju nečeg drugog, pa se sam reducira. Reducens daje elektrone i sam se oksidira. Imenujte cijelu vrstu, a ne pojedinačni atom.

Promotrite 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Željezo raste s +2 na +3, pa se Fe²⁺ oksidira i reducens je. Kisik pada s −1 u peroksidu na −2 u vodi, pa se H₂O₂ reducira i oksidans je. Vodik cijelo vrijeme ostaje +1. Dva iona željeza gube po jedan elektron, a dva atoma kisika u peroksidu primaju po jedan, pa se dva elektrona gube i dva primaju.

Jedna vrsta može imati obje uloge. U Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O jedan atom klora prelazi s 0 na −1, a drugi s 0 na +1. To je disproporcioniranje, a Cl₂ je istodobno oksidans i reducens.

Izjednačavanje polureakcijama u kiseloj otopini

Odvajanje oksidacije od redukcije omogućuje vam da izjednačite svaki prijenos elektrona zasebno, a zatim spojite polovice tako da se elektroni krate. Voda daje atome kisika, a H⁺ atome vodika, jer su to vrste koje doista postoje u kiseloj vodi.

Riješeni primjer 1. U kiselini dikromat oksidira nitrit: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Krom prelazi s +6 na +3, a dušik s +3 na +5. Oksidacijska polovica: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, s nabojem −1 na svakoj strani. Redukcijska polovica: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, s nabojem +6 na svakoj strani. Šest elektrona odgovara dvama atomima kroma od kojih se svaki mijenja za tri jedinice.

Pomnožite oksidacijsku polovicu s 3 tako da obje polovice uključuju 6e⁻, zatim zbrojite: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Pokratite 6H⁺ i 3H₂O s obje strane: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Provjera: Cr 2 i 2; N 3 i 3; O 7 + 6 = 13 i 9 + 4 = 13; H 8 i 8; naboj −2 + 8 − 3 = +3 i +6 − 3 = +3.

• Podijelite kosturnu jednadžbu na oksidacijsku i redukcijsku polovicu.
• Izjednačite svaki element osim O i H.
• Izjednačite O dodavanjem H₂O, zatim izjednačite H dodavanjem H⁺.
• Izjednačite naboj dodavanjem elektrona na pozitivniju stranu.
• Prilagodite polovice tako da se elektroni podudaraju, zbrojite ih i pokratite sve što je na objema stranama.
• Provjerite atome i naboj te potvrdite da nije ostao nijedan elektron.

Prilagodba metode za lužnatu otopinu

U lužnatoj otopini OH⁻ je obilan, a konačna jednadžba ne smije sadržavati H⁺. Izjednačite kao da je otopina kisela, zatim dodajte dovoljno OH⁻ na obje strane da se svaki H⁺ pretvori u vodu. Dodavanje iste vrste na obje strane održava jednadžbu izjednačenom.

Riješeni primjer 2. Hipoklorit oksidira krom(III) hidroksid u kromat u lužini: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Krom prelazi s +3 na +6, a klor s +1 na −1. Oksidacijska polovica: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Redukcijska polovica: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Najmanji zajednički višekratnik brojeva 3 i 2 je 6, pa udvostručite prvu polovicu, a utrostručite drugu.

Zbrajanjem i kraćenjem dobiva se 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Dodajte 4OH⁻ na obje strane; na desnoj strani 4H⁺ + 4OH⁻ postaje 4H₂O. Konačno: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Provjera: Cr 2 i 2; Cl 3 i 3; O 6 + 3 + 4 = 13 i 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 i 10; naboj −7 na svakoj strani.

Česte pogreške u redoks evidenciji

Većina redoks pogrešaka su pogreške evidencije, a za svaku postoji određena provjera.

Kao završni test potvrdite samo oksidacijskim brojevima da su izgubljeni elektroni jednaki primljenima. U riješenom primjeru 2 dva atoma kroma gube po 3 elektrona (ukupno 6), a tri atoma klora primaju po 2 (također 6).

• Imenovanje atoma kao sredstva: napišite da je Cr₂O₇²⁻ oksidans, a ne krom.
• Brojenje promjene po atomu, a ne po formuli: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ uzima 6 elektrona, a ne 3.
• Stavljanje elektrona na krivu stranu: oni su produkti u oksidacijskoj polovici, a reaktanti u redukcijskoj. Ako provjera naboja ne uspije, prvo potražite ovdje.
• Izjednačavanje kisika s O, O₂ ili O²⁻ umjesto s H₂O. Slobodni oksidni ioni ne postoje u vodi.
• Ostavljanje H⁺ u odgovoru za lužnatu otopinu ili zaboravljanje kraćenja vode nakon dodavanja OH⁻.
• Pretpostavka da je kisik uvijek −2: provjerite peroksid, superokside i veze O–F.
• Miješanje oznaka: oksidacijski broj piše se prvo predznakom (+3); naboj iona piše se prvo brojem (3+).