Hejmarên oksîdasyonê, ajanên redoksê û hevsengkirina bi nîvreaksiyonê

Hejmara oksîdasyonê çi tomar dike

Hejmara oksîdasyonê barê ye ku atomek dê hilgirta heke her girêdana di navbera atomên cuda de bi temamî îyonî bûya, bi elektronên parvekirî ji atoma elektronnegatîvtir re hatine dayîn; elektronên di navbera atomên wekhev de parvekirî bi wekheviyê têne dabeşkirin. Ew jimartineke fermî ye, ne barekî pîvandî. Di avê de, oksîjen −2 û her hîdrojen +1 tê dayîn, tevî ku barên beşî yên rastîn pir piçûktir in.

Oksîdasyon zêdebûna hejmara oksîdasyonê ye, ku bi windakirina elektronan re li hev tê. Kêmbûn kêmbûna hejmara oksîdasyonê ye, bi dest xistina elektronan. Her du her gav bi hev re çêdibin, ji ber ku elektronên ku cureyek winda dike divê ji aliyê yeke din ve werin bi dest xistin. Di her hevkêşeyeke redoksê de, zêdebûna tevahî ya hejmara oksîdasyonê bi kêmbûna tevahî re wekhev e, û her rêbazeke hevsengkirinê li ser vê wekheviyê radiweste.

Dayîna hejmarên oksîdasyonê bi rêzeya pêşînî

Rêzikan ji serê lîsteyê ber bi jêr ve bisepîne. Dema du rêzik li hev nakin, ya jortir bi ser dikeve, û atoma nenas a dawî di formulekê de bi cudahiyê tê dîtin.

Ji bo îyona dîhîdrojen fosfatê, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, ji ber vê yekê P = +5. Ji bo îyona tetrationatê, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, ji ber vê yekê çar atomên kewgirdê bi tevahî +10 dikin û navînî +2.5 e. Encameke perçeyî tê wateya ku atomên heman elementê di hawîrdorên cuda de ne û hejmara raporkirî navînek e. Magnetît, Fe₃O₄, navînî +8/3 e ji ber ku ji bo her du Fe³⁺ yek Fe²⁺ dihewîne.

• Atomek di elementeke paqij de 0 ye (Fe, O₂, S₈).
• Îyoneke yekatomî bi barê xwe re wekhev e (Mg²⁺ +2 e, Br⁻ −1 e).
• Hejmarên oksîdasyonê di formulekê de bi barê giştî re dibin yek.
• Flûor di hemû pêkhateyên xwe de −1 e.
• Metalên koma 1 di pêkhateyan de +1 û metalên koma 2 +2 ne.
• Hîdrojen bi nemetalan re +1 e û di hîdrîdên metalî yên wekî NaH de −1 e.
• Oksîjen bi gelemperî −2 e, lê di peroksîdan (H₂O₂) de −1, di superoksîdan (KO₂) de −½, û di OF₂ de +2 e.
• Klor, brom û îod bi gelemperî −1 in, ji bilî dema bi oksîjenê an bi halojeneke sivik re girêdayî bin.

Nav kirina ajanê oksîdker û ajanê kêmker

Ajanê oksîdker elektronan werdigire û dibe sedem ku tiştekî din oksîd bibe, ji ber vê yekê ew bi xwe kêm dibe. Ajanê kêmker elektronan dide û bi xwe oksîd dibe. Tevahiya cureyê bi nav bike, ne atomeke yekane.

2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l) bifikire. Hesin ji +2 bo +3 radibe, ji ber vê yekê Fe²⁺ oksîd dibe û ajanê kêmker e. Oksîjen ji −1 di peroksîdê de dadikeve −2 di avê de, ji ber vê yekê H₂O₂ kêm dibe û ajanê oksîdker e. Hîdrojen di tevahiya demê de +1 dimîne. Du îyonên hesinî her yek elektronek winda dikin û du atomên oksîjenê yên peroksîdê her yek elektronek bi dest dixin, ji ber vê yekê du elektron têne windakirin û du têne bi dest xistin.

Yek cure dikare her du rolan bilîze. Di Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O de, atomek klorê ji 0 bo −1 diçe û ya din ji 0 bo +1. Ev nepêşbûn e, û Cl₂ hem ajanê oksîdker û hem ajanê kêmker e.

Hevsengkirina nîvreaksiyonê di çareseriya asîdî de

Cudakirina oksîdasyonê ji kêmbûnê dihêle tu her veguhastina elektronan bi serê xwe hevseng bikî, paşê nîvan bi hev ve bikî da ku elektron betal bibin. Av atomên oksîjenê û H⁺ atomên hîdrojenê dide ji ber ku ew cureyên ku bi rastî di avê asîdî de hene ne.

Mînaka çareserkirî 1. Di asîdê de, dîkromat nîtrîtê oksîd dike: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Krom ji +6 bo +3 diçe û nîtrojen ji +3 bo +5. Nîvê oksîdasyonê: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, bi barê −1 li her aliyekî. Nîvê kêmbûnê: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, bi barê +6 li her aliyekî. Şeş elektron bi du atomên kromê yên ku her yek sê yekeyan diguherin re li hev tên.

Nîvê oksîdasyonê bi 3 bipirkîne da ku her du nîv 6e⁻ hebin, paşê li hev bike: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. 6H⁺ û 3H₂O ji her aliyekî betal bike: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontrol: Cr 2 û 2; N 3 û 3; O 7 + 6 = 13 û 9 + 4 = 13; H 8 û 8; bar −2 + 8 − 3 = +3 û +6 − 3 = +3.

• Hevkêşeya skeletî li nîvê oksîdasyonê û nîvê kêmbûnê veqetîne.
• Her elementê ji bilî O û H hevseng bike.
• O bi lêzêdekirina H₂O hevseng bike, paşê H bi lêzêdekirina H⁺ hevseng bike.
• Barê bi lêzêdekirina elektronan li aliyê erênîtir hevseng bike.
• Nîvan mezin bike da ku elektron li hev werin, wan li hev bike, û her tiştê li her du aliyan betal bike.
• Atom û barê kontrol bike, û piştrast bike ku tu elektron namînin.

Guhertina rêbazê ji bo çareseriya bazî

Di çareseriya bazî de, OH⁻ pir e û hevkêşeya dawî divê H⁺ nehewîne. Wekî ku çareserî asîdî be hevseng bike, paşê têra OH⁻ li her du aliyan zêde bike da ku her H⁺ bibe av. Zêdekirina heman cureyê li her du aliyan hevkêşeyê hevseng dihêle.

Mînaka çareserkirî 2. Hîpoklorît hîdroksîda kromê(III) di bazê de bo kromatê oksîd dike: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Krom ji +3 bo +6 diçe û klor ji +1 bo −1. Nîvê oksîdasyonê: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Nîvê kêmbûnê: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Pirkera hevpar a herî piçûk a 3 û 2 6 e, ji ber vê yekê nîvê yekem du carî û ya duyemîn sê carî bike.

Lêzêdekirin û betalkirin 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O dide. 4OH⁻ li her du aliyan zêde bike; li rastê, 4H⁺ + 4OH⁻ dibe 4H₂O. Dawî: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontrol: Cr 2 û 2; Cl 3 û 3; O 6 + 3 + 4 = 13 û 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 û 10; bar −7 li her aliyekî.

Xeletiyên berbelav di tomarkirina redoksê de

Piraniya xeletiyên redoksê xeletiyên tomarkirinê ne, û her yek kontrolek taybet heye.

Wekî testa dawî, bi tenê bi hejmarên oksîdasyonê piştrast bike ku elektronên winda wekhevî elektronên bi dest ketî ne. Di mînaka çareserkirî 2 de, du atomên kromê her yek 3 elektronan winda dikin (6 bi tevahî) û sê atomên klorê her yek 2 bi dest dixin (jî 6).

• Nav kirina atomekê wekî ajan: binivîse ku Cr₂O₇²⁻ ajanê oksîdker e, ne krom.
• Jimartina guherînê ji bo her atomê lê ne ji bo her formulê: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ 6 elektronan digire, ne 3.
• Danîna elektronan li aliyê şaş: ew di nîvê oksîdasyonê de berhem in û di nîvê kêmbûnê de reaktant in. Heke kontrola barê têk biçe, pêşî li vir binêre.
• Hevsengkirina oksîjenê bi O, O₂ an O²⁻ li şûna H₂O. Îyonên oksîdê yên azad di avê de tune ne.
• Hiştina H⁺ di bersiveke çareseriya bazî de, an ji bîrkirina betalkirina avê piştî lêzêdekirina OH⁻.
• Texmîna ku oksîjen her gav −2 e: peroksîd, superoksîd û girêdanên O–F kontrol bike.
• Tevlihevkirina nivîsandinê: hejmara oksîdasyonê pêşî bi nîşanê tê nivîsandin (+3); barê îyonê pêşî bi hejmarê tê nivîsandin (3+).