산화수, 산화·환원 시약, 반쪽 반응법으로 균형 맞추기

산화수가 기록하는 것

산화수는 서로 다른 원자 사이의 모든 결합이 완전히 이온 결합이고, 공유 전자는 전기 음성도가 더 큰 원자에 배정된다고 할 때 원자가 가지게 될 전하입니다. 같은 원자끼리 공유한 전자는 똑같이 나눕니다. 이것은 형식적인 계산이지 측정된 전하가 아닙니다. 물에서 실제 부분 전하는 훨씬 작은데도 산소에는 −2, 수소에는 각각 +1을 배정합니다.

산화는 산화수가 증가하는 것으로, 전자를 잃는 것에 해당합니다. 환원은 산화수가 감소하는 것으로, 전자를 얻는 것입니다. 한 화학종이 잃은 전자는 다른 화학종이 얻어야 하므로 둘은 항상 함께 일어납니다. 모든 산화·환원 반응식에서 산화수의 총증가량은 총감소량과 같으며, 모든 균형 맞추기 방법은 이 등식에 바탕을 둡니다.

우선순위 순서로 산화수 매기기

목록의 위에서 아래로 규칙을 적용하십시오. 두 규칙이 충돌하면 위쪽 규칙이 우선하며, 화학식에서 마지막 미지의 원자는 차이로 구합니다.

인산 이수소 이온 H₂PO₄⁻의 경우: 2(+1) + P + 4(−2) = −1이므로 P = +5입니다. 테트라싸이온산 이온 S₄O₆²⁻의 경우: 4S + 6(−2) = −2이므로 황 네 개의 합은 +10이고 평균은 +2.5입니다. 분수가 나온다는 것은 같은 원소의 원자가 서로 다른 환경에 있다는 뜻이며, 보고한 값은 평균입니다. 자철석 Fe₃O₄는 Fe³⁺ 두 개마다 Fe²⁺ 한 개가 들어 있으므로 평균이 +8/3입니다.

• 순수한 원소 속의 원자는 0입니다(Fe, O₂, S₈).
• 단원자 이온의 산화수는 그 전하와 같습니다(Mg²⁺는 +2, Br⁻는 −1).
• 화학식 속 산화수의 합은 전체 전하와 같습니다.
• 플루오린은 모든 화합물에서 −1입니다.
• 화합물에서 1족 금속은 +1, 2족 금속은 +2입니다.
• 수소는 비금속과는 +1이고, NaH 같은 금속 수소화물에서는 −1입니다.
• 산소는 보통 −2이지만 과산화물(H₂O₂)에서는 −1, 초과산화물(KO₂)에서는 −½, OF₂에서는 +2입니다.
• 염소, 브로민, 아이오딘은 보통 −1이며, 산소나 더 가벼운 할로젠과 결합할 때는 예외입니다.

산화제와 환원제 이름 붙이기

산화제는 전자를 받아 다른 것을 산화시키므로 자신은 환원됩니다. 환원제는 전자를 내주어 자신이 산화됩니다. 원자 하나가 아니라 화학종 전체의 이름을 대십시오.

2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l)을 생각해 봅시다. 철은 +2에서 +3으로 올라가므로 Fe²⁺가 산화되며 환원제입니다. 산소는 과산화물의 −1에서 물의 −2로 내려가므로 H₂O₂가 환원되며 산화제입니다. 수소는 내내 +1로 유지됩니다. 철 이온 두 개가 각각 전자 하나를 잃고 과산화물의 산소 원자 두 개가 각각 하나를 얻으므로, 전자 두 개를 잃고 두 개를 얻습니다.

한 화학종이 두 역할을 모두 맡을 수 있습니다. Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O에서 염소 원자 하나는 0에서 −1로, 다른 하나는 0에서 +1로 바뀝니다. 이것이 불균등화 반응이며, Cl₂는 산화제이자 환원제입니다.

산성 용액에서 반쪽 반응법으로 균형 맞추기

산화와 환원을 분리하면 각 전자 이동의 균형을 따로 맞춘 뒤, 전자가 약분되도록 두 반쪽을 합칠 수 있습니다. 산성 물에 실제로 존재하는 화학종이 물과 H⁺이므로, 물이 산소 원자를, H⁺가 수소 원자를 공급합니다.

풀이 예제 1. 산에서 다이크로뮴산 이온이 아질산 이온을 산화합니다. Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. 크로뮴은 +6에서 +3으로, 질소는 +3에서 +5로 바뀝니다. 산화 반쪽: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻이며 양쪽 전하는 −1입니다. 환원 반쪽: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O이며 양쪽 전하는 +6입니다. 전자 여섯 개는 크로뮴 원자 두 개가 각각 3단위씩 변하는 것과 맞아떨어집니다.

두 반쪽에 모두 6e⁻가 포함되도록 산화 반쪽에 3을 곱하고 더합니다. Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. 양쪽에서 6H⁺와 3H₂O를 지웁니다. Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. 점검: Cr 2와 2, N 3과 3, O 7 + 6 = 13과 9 + 4 = 13, H 8과 8, 전하 −2 + 8 − 3 = +3과 +6 − 3 = +3.

• 뼈대 반응식을 산화 반쪽과 환원 반쪽으로 나눕니다.
• O와 H를 제외한 모든 원소의 균형을 맞춥니다.
• H₂O를 더해 O의 균형을 맞추고, H⁺를 더해 H의 균형을 맞춥니다.
• 더 양전하가 큰 쪽에 전자를 더해 전하의 균형을 맞춥니다.
• 전자가 같아지도록 두 반쪽에 배수를 곱하고, 더한 뒤 양쪽에 있는 것은 지웁니다.
• 원자와 전하를 점검하고 전자가 남아 있지 않은지 확인합니다.

염기성 용액으로 방법 바꾸기

염기성 용액에는 OH⁻가 많으므로 최종 반응식에 H⁺가 있어서는 안 됩니다. 용액이 산성인 것처럼 균형을 맞춘 다음, 모든 H⁺가 물이 되도록 양쪽에 충분한 OH⁻를 더합니다. 같은 화학종을 양쪽에 더하면 반응식의 균형은 유지됩니다.

풀이 예제 2. 염기에서 차아염소산 이온이 수산화 크로뮴(III)을 크로뮴산 이온으로 산화합니다. Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. 크로뮴은 +3에서 +6으로, 염소는 +1에서 −1로 바뀝니다. 산화 반쪽: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. 환원 반쪽: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. 3과 2의 최소공배수는 6이므로 첫 번째 반쪽에 2를, 두 번째 반쪽에 3을 곱합니다.

더하고 지우면 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O가 됩니다. 양쪽에 4OH⁻를 더하면 오른쪽의 4H⁺ + 4OH⁻는 4H₂O가 됩니다. 최종: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). 점검: Cr 2와 2, Cl 3과 3, O 6 + 3 + 4 = 13과 8 + 5 = 13, H 6 + 4 = 10과 10, 전하는 양쪽 모두 −7.

산화·환원 계산에서 흔한 실수

산화·환원 오류는 대부분 장부 정리 오류이며, 각각에 알맞은 점검법이 있습니다.

마지막 시험으로, 산화수만으로 잃은 전자와 얻은 전자가 같은지 확인하십시오. 풀이 예제 2에서 크로뮴 원자 두 개는 각각 전자 3개를 잃고(모두 6개), 염소 원자 세 개는 각각 2개를 얻습니다(역시 6개).

• 원자를 시약으로 부르는 것: 크로뮴이 아니라 Cr₂O₇²⁻가 산화제라고 쓰십시오.
• 변화를 원자당으로 세고 화학식당으로 세지 않는 것: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺에는 전자가 3개가 아니라 6개 필요합니다.
• 전자를 엉뚱한 쪽에 두는 것: 전자는 산화 반쪽에서는 생성물이고 환원 반쪽에서는 반응물입니다. 전하 점검이 맞지 않으면 먼저 여기를 보십시오.
• H₂O 대신 O, O₂, O²⁻로 산소의 균형을 맞추는 것. 물에는 자유로운 산화 이온이 존재하지 않습니다.
• 염기성 용액의 답에 H⁺를 남기거나, OH⁻를 더한 뒤 물을 지우는 것을 잊는 것.
• 산소가 항상 −2라고 가정하는 것: 과산화물, 초과산화물, O–F 결합을 확인하십시오.
• 표기를 섞는 것: 산화수는 부호를 먼저 쓰고(+3), 이온의 전하는 수를 먼저 씁니다(3+).