Numere de oxidare, agenți redox și echilibrarea prin semireacții

Ce înregistrează un număr de oxidare

Numărul de oxidare este sarcina pe care ar purta-o un atom dacă toate legăturile dintre atomi diferiți ar fi complet ionice, electronii comuni fiind atribuiți atomului mai electronegativ; electronii împărțiți între atomi identici se împart în mod egal. Este o numărătoare formală, nu o sarcină măsurată. În apă, oxigenului i se atribuie −2 și fiecărui hidrogen +1, deși sarcinile parțiale reale sunt mult mai mici.

Oxidarea este o creștere a numărului de oxidare, ceea ce corespunde unei pierderi de electroni. Reducerea este o scădere a numărului de oxidare, un câștig de electroni. Cele două au loc întotdeauna împreună, deoarece electronii pierduți de o specie trebuie câștigați de alta. În orice ecuație redox, creșterea totală a numărului de oxidare este egală cu scăderea totală, iar fiecare metodă de echilibrare se sprijină pe această egalitate.

Atribuirea numerelor de oxidare în ordinea priorității

Aplică regulile de sus în jos. Când două reguli intră în conflict, câștigă cea de mai sus, iar ultimul atom necunoscut dintr-o formulă se află prin diferență.

Pentru ionul dihidrogenofosfat, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, deci P = +5. Pentru ionul tetrationat, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, deci cei patru atomi de sulf însumează +10, iar media este +2.5. Un rezultat fracționar înseamnă că atomi ai aceluiași element se află în medii diferite, iar numărul raportat este o medie. Magnetita, Fe₃O₄, are media +8/3, deoarece conține un Fe²⁺ la fiecare doi Fe³⁺.

• Un atom dintr-un element pur are 0 (Fe, O₂, S₈).
• Un ion monoatomic are numărul de oxidare egal cu sarcina lui (Mg²⁺ este +2, Br⁻ este −1).
• Numerele de oxidare dintr-o formulă se adună la sarcina ei totală.
• Fluorul este −1 în toți compușii săi.
• Metalele din grupa 1 sunt +1, iar cele din grupa 2 sunt +2 în compuși.
• Hidrogenul este +1 cu nemetalele și −1 în hidrurile metalice precum NaH.
• Oxigenul este de obicei −2, dar −1 în peroxizi (H₂O₂), −½ în superoxizi (KO₂) și +2 în OF₂.
• Clorul, bromul și iodul sunt de obicei −1, cu excepția cazului în care sunt legați de oxigen sau de un halogen mai ușor.

Denumirea agentului oxidant și a agentului reducător

Agentul oxidant acceptă electroni și face ca altceva să se oxideze, deci el însuși se reduce. Agentul reducător cedează electroni și el însuși se oxidează. Denumește întreaga specie, nu un singur atom.

Ia 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Fierul crește de la +2 la +3, deci Fe²⁺ se oxidează și este agentul reducător. Oxigenul scade de la −1 în peroxid la −2 în apă, deci H₂O₂ se reduce și este agentul oxidant. Hidrogenul rămâne +1 pe tot parcursul. Doi ioni de fier pierd fiecare câte un electron, iar doi atomi de oxigen din peroxid câștigă fiecare câte unul, deci doi electroni sunt pierduți și doi sunt câștigați.

O specie poate juca ambele roluri. În Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O, un atom de clor trece de la 0 la −1, iar celălalt de la 0 la +1. Aceasta este disproporționarea, iar Cl₂ este în același timp agent oxidant și agent reducător.

Echilibrarea prin semireacții în mediu acid

Separarea oxidării de reducere îți permite să echilibrezi fiecare transfer de electroni separat, apoi să combini cele două jumătăți astfel încât electronii să se anuleze. Apa furnizează atomi de oxigen, iar H⁺ furnizează atomi de hidrogen, deoarece acestea sunt speciile efectiv prezente în apa acidă.

Exemplu rezolvat 1. În mediu acid, dicromatul oxidează azotitul: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Cromul trece de la +6 la +3, iar azotul de la +3 la +5. Semireacția de oxidare: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, cu sarcina −1 în fiecare parte. Semireacția de reducere: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, cu sarcina +6 în fiecare parte. Cei șase electroni corespund celor doi atomi de crom care se schimbă fiecare cu trei unități.

Înmulțește semireacția de oxidare cu 3, astfel încât ambele jumătăți să implice 6e⁻, apoi adună: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Reduce 6H⁺ și 3H₂O din fiecare parte: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Verificare: Cr 2 și 2; N 3 și 3; O 7 + 6 = 13 și 9 + 4 = 13; H 8 și 8; sarcina −2 + 8 − 3 = +3 și +6 − 3 = +3.

• Împarte ecuația schelet într-o semireacție de oxidare și una de reducere.
• Echilibrează fiecare element, cu excepția lui O și H.
• Echilibrează O adăugând H₂O, apoi echilibrează H adăugând H⁺.
• Echilibrează sarcina adăugând electroni în partea mai pozitivă.
• Scalează cele două jumătăți astfel încât electronii să coincidă, adună-le și redu tot ce apare în ambele părți.
• Verifică atomii și sarcina și confirmă că nu au rămas electroni.

Adaptarea metodei pentru mediu bazic

În mediu bazic, OH⁻ este abundent, iar ecuația finală nu trebuie să conțină H⁺. Echilibrează ca și cum soluția ar fi acidă, apoi adaugă suficient OH⁻ în ambele părți pentru a transforma fiecare H⁺ în apă. Adăugarea aceleiași specii în ambele părți menține ecuația echilibrată.

Exemplu rezolvat 2. Hipocloritul oxidează hidroxidul de crom(III) la cromat în mediu bazic: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Cromul trece de la +3 la +6, iar clorul de la +1 la −1. Semireacția de oxidare: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Semireacția de reducere: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Cel mai mic multiplu comun al lui 3 și 2 este 6, deci dublează prima semireacție și triplează-o pe a doua.

Adunarea și reducerea dau 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Adaugă 4OH⁻ în ambele părți; în dreapta, 4H⁺ + 4OH⁻ devine 4H₂O. Final: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Verificare: Cr 2 și 2; Cl 3 și 3; O 6 + 3 + 4 = 13 și 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 și 10; sarcina −7 în fiecare parte.

Greșeli frecvente în evidența redox

Cele mai multe erori redox sunt erori de evidență, iar fiecare are o verificare specifică.

Ca test final, confirmă, doar cu numerele de oxidare, că electronii pierduți sunt egali cu cei câștigați. În exemplul rezolvat 2, doi atomi de crom pierd fiecare câte 3 electroni (6 în total), iar trei atomi de clor câștigă fiecare câte 2 (tot 6).

• Denumirea unui atom ca agent: scrie că Cr₂O₇²⁻ este agentul oxidant, nu cromul.
• Numărarea variației pe atom, nu pe formulă: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ ia 6 electroni, nu 3.
• Plasarea electronilor în partea greșită: ei sunt produși într-o semireacție de oxidare și reactanți într-una de reducere. Dacă verificarea sarcinii eșuează, caută mai întâi aici.
• Echilibrarea oxigenului cu O, O₂ sau O²⁻ în loc de H₂O. Ionii oxid liberi nu există în apă.
• Lăsarea lui H⁺ într-un răspuns pentru mediu bazic sau uitarea reducerii apei după adăugarea lui OH⁻.
• Presupunerea că oxigenul este întotdeauna −2: verifică dacă există peroxizi, superoxizi și legături O–F.
• Amestecarea notațiilor: un număr de oxidare se scrie cu semnul întâi (+3); o sarcină ionică se scrie cu numărul întâi (3+).