Oksidasjonstall, redoksmidler og balansering med halvreaksjoner

Hva et oksidasjonstall registrerer

Et oksidasjonstall er ladningen et atom ville hatt hvis hver binding mellom ulike atomer var fullstendig ionisk, med de delte elektronene tildelt det mest elektronegative atomet; elektroner som deles mellom like atomer, fordeles likt. Det er en formell telling, ikke en målt ladning. I vann tildeles oksygen −2 og hvert hydrogen +1, selv om de virkelige partialladningene er mye mindre.

Oksidasjon er en økning i oksidasjonstall, som tilsvarer et tap av elektroner. Reduksjon er en nedgang i oksidasjonstall, en opptakelse av elektroner. De to skjer alltid sammen, fordi elektroner som én art mister, må tas opp av en annen. I enhver redokslikning er den samlede økningen i oksidasjonstall lik den samlede nedgangen, og hver balanseringsmetode hviler på denne likheten.

Å tildele oksidasjonstall i prioritert rekkefølge

Bruk reglene fra toppen av listen og nedover. Når to regler er i konflikt, vinner den høyeste, og det siste ukjente atomet i en formel finnes som differanse.

For dihydrogenfosfationet, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, så P = +5. For tetrationationet, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, så de fire svovelatomene summerer seg til +10 og gjennomsnittet er +2.5. Et brøkresultat betyr at atomer av samme grunnstoff sitter i ulike omgivelser, og at tallet som oppgis, er et gjennomsnitt. Magnetitt, Fe₃O₄, har gjennomsnittet +8/3 fordi den inneholder én Fe²⁺ for hver to Fe³⁺.

• Et atom i et rent grunnstoff er 0 (Fe, O₂, S₈).
• Et enatomig ion er lik ladningen sin (Mg²⁺ er +2, Br⁻ er −1).
• Oksidasjonstallene i en formel summerer seg til den samlede ladningen.
• Fluor er −1 i alle forbindelser.
• Metaller i gruppe 1 er +1 og metaller i gruppe 2 er +2 i forbindelser.
• Hydrogen er +1 sammen med ikke-metaller og −1 i metallhydrider som NaH.
• Oksygen er vanligvis −2, men −1 i peroksider (H₂O₂), −½ i superoksider (KO₂) og +2 i OF₂.
• Klor, brom og jod er vanligvis −1, unntatt når de er bundet til oksygen eller til et lettere halogen.

Å navngi oksidasjonsmiddelet og reduksjonsmiddelet

Oksidasjonsmiddelet tar opp elektroner og får noe annet til å oksideres, så det blir selv redusert. Reduksjonsmiddelet gir fra seg elektroner og blir selv oksidert. Navngi hele arten og ikke et enkelt atom.

Se på 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Jern stiger fra +2 til +3, så Fe²⁺ oksideres og er reduksjonsmiddelet. Oksygen synker fra −1 i peroksidet til −2 i vann, så H₂O₂ reduseres og er oksidasjonsmiddelet. Hydrogen er +1 hele tiden. To jernioner mister hver ett elektron og to peroksidoksygenatomer tar hver opp ett, så to elektroner går tapt og to tas opp.

Én art kan spille begge rollene. I Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O går ett kloratom fra 0 til −1 og det andre fra 0 til +1. Dette er disproporsjonering, og Cl₂ er både oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

Balansering med halvreaksjoner i sur løsning

Når du skiller oksidasjon fra reduksjon, kan du balansere hver elektronoverføring for seg og deretter kombinere halvdelene slik at elektronene går opp. Vann leverer oksygenatomer og H⁺ leverer hydrogenatomer fordi det er disse artene som faktisk finnes i surt vann.

Regneeksempel 1. I syre oksiderer dikromat nitritt: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Krom går fra +6 til +3 og nitrogen fra +3 til +5. Oksidasjonshalvreaksjon: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, med ladning −1 på hver side. Reduksjonshalvreaksjon: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, med ladning +6 på hver side. De seks elektronene svarer til to kromatomer som hver endres med tre enheter.

Multipliser oksidasjonshalvreaksjonen med 3 slik at begge halvdelene omfatter 6e⁻, og legg dem sammen: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Stryk 6H⁺ og 3H₂O fra hver side: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontroll: Cr 2 og 2; N 3 og 3; O 7 + 6 = 13 og 9 + 4 = 13; H 8 og 8; ladning −2 + 8 − 3 = +3 og +6 − 3 = +3.

• Del skjelettlikningen i en oksidasjonshalvreaksjon og en reduksjonshalvreaksjon.
• Balanser alle grunnstoffer unntatt O og H.
• Balanser O ved å tilsette H₂O, og balanser deretter H ved å tilsette H⁺.
• Balanser ladningen ved å tilsette elektroner på den mest positive siden.
• Skaler halvdelene slik at elektronene går opp, legg dem sammen og stryk alt som står på begge sider.
• Kontroller atomer og ladning, og bekreft at ingen elektroner er igjen.

Å tilpasse metoden til basisk løsning

I basisk løsning er OH⁻ rikelig, og den endelige likningen skal ikke inneholde H⁺. Balanser som om løsningen var sur, og tilsett deretter nok OH⁻ på begge sider til å gjøre hvert H⁺ om til vann. Å tilsette den samme arten på begge sider holder likningen balansert.

Regneeksempel 2. Hypokloritt oksiderer krom(III)hydroksid til kromat i base: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Krom går fra +3 til +6 og klor fra +1 til −1. Oksidasjonshalvreaksjon: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Reduksjonshalvreaksjon: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Minste felles multiplum av 3 og 2 er 6, så doble den første halvreaksjonen og tredoble den andre.

Når vi legger sammen og stryker, får vi 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Tilsett 4OH⁻ på begge sider; til høyre blir 4H⁺ + 4OH⁻ til 4H₂O. Endelig: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontroll: Cr 2 og 2; Cl 3 og 3; O 6 + 3 + 4 = 13 og 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 og 10; ladning −7 på hver side.

Vanlige feil i redoksregnskapet

De fleste redoksfeil er regnskapsfeil, og hver har en bestemt kontroll.

Som en siste test bekrefter du med oksidasjonstall alene at tapte elektroner er lik opptatte elektroner. I regneeksempel 2 mister to kromatomer hver 3 elektroner (6 til sammen), og tre kloratomer tar hver opp 2 (også 6).

• Å navngi et atom som middelet: skriv at Cr₂O₇²⁻ er oksidasjonsmiddelet, ikke krom.
• Å telle endringen per atom, men ikke per formel: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ tar 6 elektroner, ikke 3.
• Å sette elektroner på feil side: de er produkter i en oksidasjonshalvreaksjon og reaktanter i en reduksjonshalvreaksjon. Hvis ladningskontrollen svikter, se her først.
• Å balansere oksygen med O, O₂ eller O²⁻ i stedet for H₂O. Frie oksidioner finnes ikke i vann.
• Å la H⁺ stå i et svar for basisk løsning, eller å glemme å stryke vann etter at OH⁻ er tilsatt.
• Å anta at oksygen alltid er −2: se etter peroksider, superoksider og O–F-bindinger.
• Å blande skrivemåter: et oksidasjonstall skrives med fortegn først (+3); en ionladning skrives med tall først (3+).