Oksidacijska števila, redoks sredstva in uravnavanje z delnimi reakcijami

Kaj zapiše oksidacijsko število

Oksidacijsko število je naboj, ki bi ga atom nosil, če bi bila vsaka vez med različnimi atomi popolnoma ionska, pri čemer bi skupni elektroni pripadli bolj elektronegativnemu atomu; elektroni, ki si jih delita enaka atoma, se razdelijo enakomerno. Je formalno štetje, ne izmerjen naboj. V vodi kisiku pripišemo −2 in vsakemu vodiku +1, čeprav so pravi delni naboji precej manjši.

Oksidacija je povečanje oksidacijskega števila, kar ustreza oddaji elektronov. Redukcija je zmanjšanje oksidacijskega števila, sprejem elektronov. Obe vedno potekata hkrati, ker mora elektrone, ki jih odda ena vrsta, sprejeti druga. V vsaki redoks enačbi je skupno povečanje oksidacijskega števila enako skupnemu zmanjšanju in vsaka metoda uravnavanja temelji na tej enakosti.

Določanje oksidacijskih števil po prednostnem vrstnem redu

Pravila uporabljajte od vrha seznama navzdol. Kadar sta dve pravili v nasprotju, zmaga višje, zadnji neznani atom v formuli pa najdemo z razliko.

Za dihidrogenfosfatni ion, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, torej P = +5. Za tetrationatni ion, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, zato štirje atomi žvepla skupaj znašajo +10 in povprečje je +2.5. Ulomljen rezultat pomeni, da so atomi istega elementa v različnih okoljih in je navedeno število povprečje. Magnetit, Fe₃O₄, ima povprečje +8/3, ker vsebuje en Fe²⁺ na vsaka dva Fe³⁺.

• Atom v čistem elementu ima 0 (Fe, O₂, S₈).
• Enoatomni ion je enak svojemu naboju (Mg²⁺ je +2, Br⁻ je −1).
• Oksidacijska števila v formuli se seštejejo v skupni naboj.
• Fluor je −1 v vseh svojih spojinah.
• Kovine skupine 1 so v spojinah +1, kovine skupine 2 pa +2.
• Vodik je +1 z nekovinami in −1 v kovinskih hidridih, kot je NaH.
• Kisik je običajno −2, vendar −1 v peroksidih (H₂O₂), −½ v superoksidih (KO₂) in +2 v OF₂.
• Klor, brom in jod so običajno −1, razen kadar so vezani na kisik ali na lažji halogen.

Poimenovanje oksidanta in reducenta

Oksidant sprejema elektrone in povzroča oksidacijo nečesa drugega, zato se sam reducira. Reducent oddaja elektrone in se sam oksidira. Poimenujte celotno vrsto, ne posameznega atoma.

Poglejte 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Železo se dvigne z +2 na +3, zato se Fe²⁺ oksidira in je reducent. Kisik pade z −1 v peroksidu na −2 v vodi, zato se H₂O₂ reducira in je oksidant. Vodik ves čas ostane +1. Dva iona železa vsak izgubita en elektron in dva peroksidna atoma kisika vsak enega pridobita, tako da sta dva elektrona izgubljena in dva pridobljena.

Ena vrsta lahko igra obe vlogi. V Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O gre en atom klora z 0 na −1, drugi pa z 0 na +1. To je disproporcioniranje in Cl₂ je hkrati oksidant in reducent.

Uravnavanje z delnimi reakcijami v kislem

Ločitev oksidacije od redukcije omogoča, da vsak prenos elektronov uravnotežite posebej, nato pa polovici združite tako, da se elektroni pokrajšajo. Voda prispeva atome kisika, H⁺ pa atome vodika, ker sta to vrsti, ki sta v kisli vodi dejansko prisotni.

Rešen primer 1. V kislem dikromat oksidira nitrit: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Krom gre s +6 na +3 in dušik s +3 na +5. Oksidacijska polovica: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, z nabojem −1 na vsaki strani. Redukcijska polovica: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, z nabojem +6 na vsaki strani. Šest elektronov ustreza dvema atomoma kroma, ki se spremenita vsak za tri enote.

Oksidacijsko polovico pomnožite s 3, tako da obe polovici vključujeta 6e⁻, nato ju seštejte: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Z vsake strani pokrajšajte 6H⁺ in 3H₂O: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Preverjanje: Cr 2 in 2; N 3 in 3; O 7 + 6 = 13 in 9 + 4 = 13; H 8 in 8; naboj −2 + 8 − 3 = +3 in +6 − 3 = +3.

• Skeletno enačbo razdelite na oksidacijsko in redukcijsko polovico.
• Uravnotežite vse elemente razen O in H.
• O uravnotežite z dodajanjem H₂O, nato H uravnotežite z dodajanjem H⁺.
• Naboj uravnotežite z dodajanjem elektronov na bolj pozitivno stran.
• Polovici pomnožite tako, da se elektroni ujemajo, ju seštejte in pokrajšajte vse, kar je na obeh straneh.
• Preverite atome in naboj ter potrdite, da ni ostal noben elektron.

Prilagoditev metode za bazično raztopino

V bazični raztopini je OH⁻ obilen in končna enačba ne sme vsebovati H⁺. Uravnotežite, kot da bi bila raztopina kisla, nato na obe strani dodajte dovolj OH⁻, da vsak H⁺ postane voda. Dodajanje iste vrste na obe strani ohrani enačbo uravnoteženo.

Rešen primer 2. Hipoklorit v bazičnem oksidira kromov(III) hidroksid v kromat: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Krom gre s +3 na +6 in klor s +1 na −1. Oksidacijska polovica: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Redukcijska polovica: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Najmanjši skupni večkratnik 3 in 2 je 6, zato prvo polovico podvojite, drugo pa potrojite.

Seštevanje in krajšanje da 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Na obe strani dodajte 4OH⁻; na desni 4H⁺ + 4OH⁻ postane 4H₂O. Končno: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Preverjanje: Cr 2 in 2; Cl 3 in 3; O 6 + 3 + 4 = 13 in 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 in 10; naboj −7 na vsaki strani.

Pogoste napake pri redoks knjigovodstvu

Večina napak pri redoksu je knjigovodskih in vsaka ima posebno preverjanje.

Kot končni preizkus samo z oksidacijskimi števili potrdite, da so oddani elektroni enaki sprejetim. V rešenem primeru 2 dva atoma kroma vsak izgubita 3 elektrone (skupaj 6) in trije atomi klora vsak pridobijo 2 (prav tako 6).

• Poimenovanje atoma kot sredstva: zapišite, da je Cr₂O₇²⁻ oksidant, ne krom.
• Štetje spremembe na atom, ne pa na formulo: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ vzame 6 elektronov, ne 3.
• Elektroni na napačni strani: so produkti v oksidacijski polovici in reaktanti v redukcijski polovici. Če preverjanje naboja odpove, najprej poglejte tu.
• Uravnoteženje kisika z O, O₂ ali O²⁻ namesto H₂O. Prosti oksidni ioni v vodi ne obstajajo.
• Pustitev H⁺ v odgovoru za bazično raztopino ali pozaba krajšanja vode po dodajanju OH⁻.
• Predpostavka, da je kisik vedno −2: preverite peroksid, superokside in vezi O–F.
• Mešanje zapisa: oksidacijsko število se zapiše najprej z znakom (+3); naboj iona pa najprej s številom (3+).