Oxidatiegetallen, redoxmiddelen en kloppend maken met halfreacties

Wat een oxidatiegetal vastlegt

Een oxidatiegetal is de lading die een atoom zou hebben als elke binding tussen verschillende atomen volledig ionair was, waarbij de gedeelde elektronen worden toegewezen aan het meer elektronegatieve atoom; elektronen die door identieke atomen worden gedeeld, worden gelijk verdeeld. Het is een formele telling, geen gemeten lading. In water krijgt zuurstof −2 en elk waterstofatoom +1, hoewel de werkelijke partiële ladingen veel kleiner zijn.

Oxidatie is een toename van het oxidatiegetal, wat overeenkomt met het afstaan van elektronen. Reductie is een afname van het oxidatiegetal, het opnemen van elektronen. Beide vinden altijd samen plaats, omdat elektronen die door het ene deeltje worden afgestaan door een ander moeten worden opgenomen. In elke redoxvergelijking is de totale toename van het oxidatiegetal gelijk aan de totale afname, en elke methode om kloppend te maken berust op die gelijkheid.

Oxidatiegetallen toekennen in volgorde van prioriteit

Pas de regels toe van boven naar beneden in de lijst. Als twee regels botsen, wint de hogere, en het laatste onbekende atoom in een formule vind je via het verschil.

Voor het dihydrogenfosfaation, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, dus P = +5. Voor het tetrathionaation, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, dus de vier zwavelatomen vormen samen +10 en het gemiddelde is +2.5. Een breuk als resultaat betekent dat atomen van hetzelfde element zich in verschillende omgevingen bevinden en dat het genoemde getal een gemiddelde is. Magnetiet, Fe₃O₄, heeft gemiddeld +8/3 omdat het één Fe²⁺ bevat voor elke twee Fe³⁺.

• Een atoom in een zuiver element is 0 (Fe, O₂, S₈).
• Een eenatomig ion is gelijk aan zijn lading (Mg²⁺ is +2, Br⁻ is −1).
• De oxidatiegetallen in een formule tellen op tot de totale lading.
• Fluor is −1 in al zijn verbindingen.
• Metalen van groep 1 zijn +1 en metalen van groep 2 zijn +2 in verbindingen.
• Waterstof is +1 met niet-metalen en −1 in metaalhydriden zoals NaH.
• Zuurstof is meestal −2, maar −1 in peroxiden (H₂O₂), −½ in superoxiden (KO₂) en +2 in OF₂.
• Chloor, broom en jood zijn meestal −1, behalve wanneer ze aan zuurstof of aan een lichter halogeen zijn gebonden.

De oxidator en de reductor benoemen

De oxidator neemt elektronen op en zorgt ervoor dat iets anders wordt geoxideerd, dus wordt zelf gereduceerd. De reductor staat elektronen af en wordt zelf geoxideerd. Noem het hele deeltje en niet één enkel atoom.

Neem 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). IJzer stijgt van +2 naar +3, dus Fe²⁺ wordt geoxideerd en is de reductor. Zuurstof daalt van −1 in het peroxide naar −2 in water, dus H₂O₂ wordt gereduceerd en is de oxidator. Waterstof blijft overal +1. Twee ijzerionen staan elk één elektron af en twee peroxidezuurstofatomen nemen er elk één op, dus twee elektronen worden afgestaan en twee opgenomen.

Eén deeltje kan beide rollen spelen. In Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O gaat het ene chlooratoom van 0 naar −1 en het andere van 0 naar +1. Dit is disproportionering, en Cl₂ is zowel de oxidator als de reductor.

Kloppend maken met halfreacties in zure oplossing

Door oxidatie en reductie te scheiden, kun je elke elektronenoverdracht afzonderlijk kloppend maken en daarna de helften combineren zodat de elektronen wegvallen. Water levert zuurstofatomen en H⁺ levert waterstofatomen, omdat dat de deeltjes zijn die in zuur water werkelijk aanwezig zijn.

Uitgewerkt voorbeeld 1. In zuur oxideert dichromaat nitriet: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Chroom gaat van +6 naar +3 en stikstof van +3 naar +5. Oxidatiehelft: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, met lading −1 aan elke kant. Reductiehelft: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, met lading +6 aan elke kant. De zes elektronen komen overeen met twee chroomatomen die elk drie eenheden veranderen.

Vermenigvuldig de oxidatiehelft met 3 zodat beide helften 6e⁻ omvatten, en tel dan op: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Strep 6H⁺ en 3H₂O aan elke kant weg: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Controle: Cr 2 en 2; N 3 en 3; O 7 + 6 = 13 en 9 + 4 = 13; H 8 en 8; lading −2 + 8 − 3 = +3 en +6 − 3 = +3.

• Splits de skeletvergelijking in een oxidatiehelft en een reductiehelft.
• Maak elk element behalve O en H kloppend.
• Maak O kloppend door H₂O toe te voegen en maak daarna H kloppend door H⁺ toe te voegen.
• Maak de lading kloppend door elektronen toe te voegen aan de meer positieve kant.
• Schaal de helften zodat de elektronen overeenkomen, tel ze op en strep alles weg wat aan beide kanten staat.
• Controleer atomen en lading en bevestig dat er geen elektronen overblijven.

De methode omzetten voor basische oplossing

In basische oplossing is OH⁻ ruim aanwezig en mag de eindvergelijking geen H⁺ bevatten. Maak kloppend alsof de oplossing zuur is en voeg dan genoeg OH⁻ aan beide kanten toe om elke H⁺ in water om te zetten. Door hetzelfde deeltje aan beide kanten toe te voegen, blijft de vergelijking kloppend.

Uitgewerkt voorbeeld 2. Hypochloriet oxideert chroom(III)hydroxide in basisch milieu tot chromaat: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Chroom gaat van +3 naar +6 en chloor van +1 naar −1. Oxidatiehelft: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Reductiehelft: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Het kleinste gemene veelvoud van 3 en 2 is 6, dus verdubbel de eerste helft en verdrievoudig de tweede.

Optellen en wegstrepen geeft 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Voeg 4OH⁻ aan beide kanten toe; rechts wordt 4H⁺ + 4OH⁻ gelijk aan 4H₂O. Resultaat: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Controle: Cr 2 en 2; Cl 3 en 3; O 6 + 3 + 4 = 13 en 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 en 10; lading −7 aan elke kant.

Veelgemaakte fouten in de redoxboekhouding

De meeste redoxfouten zijn boekhoudfouten, en voor elke fout bestaat een specifieke controle.

Bevestig als laatste test, alleen met oxidatiegetallen, dat afgestane elektronen gelijk zijn aan opgenomen elektronen. In uitgewerkt voorbeeld 2 staan twee chroomatomen elk 3 elektronen af (6 in totaal) en nemen drie chlooratomen er elk 2 op (ook 6).

• Een atoom als middel benoemen: schrijf dat Cr₂O₇²⁻ de oxidator is, niet chroom.
• De verandering per atoom tellen maar niet per formule: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ vraagt 6 elektronen, niet 3.
• Elektronen aan de verkeerde kant zetten: ze zijn producten in een oxidatiehelft en reactanten in een reductiehelft. Als de ladingscontrole faalt, kijk dan eerst hier.
• Zuurstof kloppend maken met O, O₂ of O²⁻ in plaats van H₂O. Vrije oxide-ionen bestaan niet in water.
• H⁺ laten staan in een antwoord voor basische oplossing, of vergeten water weg te strepen na het toevoegen van OH⁻.
• Aannemen dat zuurstof altijd −2 is: let op peroxiden, superoxiden en O–F-bindingen.
• Notaties door elkaar halen: een oxidatiegetal schrijf je met eerst het teken (+3); een ionlading schrijf je met eerst het getal (3+).