Stopnie utlenienia, utleniacze i reduktory oraz bilansowanie metodą reakcji połówkowych

Co zapisuje stopień utlenienia

Stopień utlenienia to ładunek, jaki miałby atom, gdyby każde wiązanie między różnymi atomami było całkowicie jonowe, a wspólne elektrony przypisano atomowi bardziej elektroujemnemu; elektrony dzielone między identycznymi atomami dzieli się po równo. To formalne zliczanie, a nie zmierzony ładunek. W wodzie tlenowi przypisuje się −2, a każdemu wodorowi +1, mimo że rzeczywiste ładunki cząstkowe są znacznie mniejsze.

Utlenianie to wzrost stopnia utlenienia, co odpowiada utracie elektronów. Redukcja to spadek stopnia utlenienia, czyli przyjęcie elektronów. Oba procesy zawsze zachodzą razem, ponieważ elektrony utracone przez jedno indywiduum muszą zostać przyjęte przez inne. W każdym równaniu redoks całkowity wzrost stopnia utlenienia jest równy całkowitemu spadkowi i na tej równości opiera się każda metoda bilansowania.

Przypisywanie stopni utlenienia w kolejności pierwszeństwa

Stosuj reguły od góry listy w dół. Gdy dwie reguły są sprzeczne, wygrywa wyższa, a ostatni nieznany atom we wzorze wyznacza się z różnicy.

Dla jonu diwodorofosforanowego, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, więc P = +5. Dla jonu tetrationianowego, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, więc cztery atomy siarki mają razem +10, a średnia wynosi +2.5. Wynik ułamkowy oznacza, że atomy tego samego pierwiastka znajdują się w różnych otoczeniach, a podana liczba jest średnią. Magnetyt, Fe₃O₄, ma średnią +8/3, ponieważ zawiera jeden Fe²⁺ na każde dwa Fe³⁺.

• Atom w czystym pierwiastku ma 0 (Fe, O₂, S₈).
• Jon jednoatomowy ma stopień utlenienia równy swojemu ładunkowi (Mg²⁺ to +2, Br⁻ to −1).
• Stopnie utlenienia we wzorze sumują się do jego ładunku całkowitego.
• Fluor ma −1 we wszystkich swoich związkach.
• Metale 1. grupy mają +1, a metale 2. grupy +2 w związkach.
• Wodór ma +1 z niemetalami i −1 w wodorkach metali, takich jak NaH.
• Tlen ma zwykle −2, ale −1 w nadtlenkach (H₂O₂), −½ w ponadtlenkach (KO₂) i +2 w OF₂.
• Chlor, brom i jod mają zwykle −1, z wyjątkiem sytuacji, gdy są związane z tlenem lub z lżejszym fluorowcem.

Wskazywanie utleniacza i reduktora

Utleniacz przyjmuje elektrony i powoduje utlenienie czegoś innego, więc sam ulega redukcji. Reduktor oddaje elektrony i sam ulega utlenieniu. Nazywaj całe indywiduum, a nie pojedynczy atom.

Rozważ 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Żelazo rośnie z +2 do +3, więc Fe²⁺ ulega utlenieniu i jest reduktorem. Tlen spada z −1 w nadtlenku do −2 w wodzie, więc H₂O₂ ulega redukcji i jest utleniaczem. Wodór przez cały czas pozostaje +1. Dwa jony żelaza tracą po jednym elektronie, a dwa atomy tlenu z nadtlenku zyskują po jednym, więc dwa elektrony są tracone i dwa zyskiwane.

Jedno indywiduum może pełnić obie role. W Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O jeden atom chloru przechodzi od 0 do −1, a drugi od 0 do +1. To dysproporcjonowanie, a Cl₂ jest jednocześnie utleniaczem i reduktorem.

Bilansowanie metodą reakcji połówkowych w środowisku kwaśnym

Rozdzielenie utleniania od redukcji pozwala zbilansować każde przeniesienie elektronów osobno, a następnie połączyć połówki tak, by elektrony się skróciły. Woda dostarcza atomów tlenu, a H⁺ atomów wodoru, ponieważ te indywidua faktycznie występują w kwaśnej wodzie.

Przykład rozwiązany 1. W kwasie dichromian(VI) utlenia azotan(III): Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Chrom przechodzi od +6 do +3, a azot od +3 do +5. Połówka utleniania: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, z ładunkiem −1 po każdej stronie. Połówka redukcji: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, z ładunkiem +6 po każdej stronie. Sześć elektronów odpowiada dwóm atomom chromu zmieniającym się o trzy jednostki każdy.

Pomnóż połówkę utleniania przez 3, aby obie połówki obejmowały 6e⁻, a następnie dodaj: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Skróć 6H⁺ i 3H₂O po każdej stronie: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontrola: Cr 2 i 2; N 3 i 3; O 7 + 6 = 13 i 9 + 4 = 13; H 8 i 8; ładunek −2 + 8 − 3 = +3 oraz +6 − 3 = +3.

• Podziel równanie szkieletowe na połówkę utleniania i połówkę redukcji.
• Zbilansuj każdy pierwiastek z wyjątkiem O i H.
• Zbilansuj O, dodając H₂O, a następnie zbilansuj H, dodając H⁺.
• Zbilansuj ładunek, dodając elektrony po stronie bardziej dodatniej.
• Przeskaluj połówki tak, by elektrony się zgadzały, dodaj je i skróć wszystko, co występuje po obu stronach.
• Sprawdź atomy i ładunek oraz upewnij się, że nie zostały żadne elektrony.

Przystosowanie metody do środowiska zasadowego

W roztworze zasadowym OH⁻ jest obfity, a równanie końcowe nie powinno zawierać H⁺. Zbilansuj tak, jakby roztwór był kwaśny, a następnie dodaj po obu stronach tyle OH⁻, by zamienić każdy H⁺ w wodę. Dodanie tego samego indywiduum po obu stronach zachowuje bilans równania.

Przykład rozwiązany 2. Chloran(I) utlenia wodorotlenek chromu(III) do chromianu(VI) w zasadzie: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Chrom przechodzi od +3 do +6, a chlor od +1 do −1. Połówka utleniania: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Połówka redukcji: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Najmniejsza wspólna wielokrotność 3 i 2 to 6, więc podwój pierwszą połówkę i potrój drugą.

Dodanie i skrócenie daje 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Dodaj 4OH⁻ po obu stronach; po prawej 4H⁺ + 4OH⁻ zamienia się w 4H₂O. Wynik końcowy: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontrola: Cr 2 i 2; Cl 3 i 3; O 6 + 3 + 4 = 13 i 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 i 10; ładunek −7 po każdej stronie.

Typowe błędy w księgowaniu redoks

Większość błędów w redoks to błędy księgowania i każdy ma swoją konkretną kontrolę.

Jako końcowy test potwierdź samymi stopniami utlenienia, że elektrony utracone równają się elektronom zyskanym. W przykładzie rozwiązanym 2 dwa atomy chromu tracą po 3 elektrony (łącznie 6), a trzy atomy chloru zyskują po 2 (także 6).

• Wskazywanie atomu jako utleniacza lub reduktora: napisz, że utleniaczem jest Cr₂O₇²⁻, a nie chrom.
• Liczenie zmiany na atom, ale nie na wzór: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ wymaga 6 elektronów, a nie 3.
• Umieszczanie elektronów po złej stronie: są produktami w połówce utleniania i substratami w połówce redukcji. Jeśli kontrola ładunku zawodzi, zajrzyj najpierw tutaj.
• Bilansowanie tlenu za pomocą O, O₂ lub O²⁻ zamiast H₂O. Wolne jony tlenkowe nie istnieją w wodzie.
• Pozostawienie H⁺ w odpowiedzi dla środowiska zasadowego albo zapomnienie o skróceniu wody po dodaniu OH⁻.
• Zakładanie, że tlen zawsze ma −2: sprawdź nadtlenki, ponadtlenki i wiązania O–F.
• Mieszanie zapisów: stopień utlenienia zapisuje się znakiem na początku (+3); ładunek jonu zapisuje się liczbą na początku (3+).