Numrat e oksidimit, agjentët redoks dhe barazimi me gjysmëreaksione

Çfarë regjistron një numër oksidimi

Një numër oksidimi është ngarkesa që do të kishte një atom nëse çdo lidhje mes atomeve të ndryshëm do të ishte plotësisht jonike, me elektronet e përbashkëta të caktuara te atomi më elektronegativ; elektronet e ndara mes atomeve identikë ndahen në mënyrë të barabartë. Është një numërim formal, jo ngarkesë e matur. Në ujë, oksigjenit i caktohet −2 dhe çdo hidrogjeni +1, edhe pse ngarkesat e pjesshme reale janë shumë më të vogla.

Oksidimi është rritje e numrit të oksidimit, që i korrespondon humbjes së elektroneve. Reduktimi është zvogëlim i numrit të oksidimit, fitim elektronesh. Të dyja ndodhin gjithmonë së bashku, sepse elektronet e humbura nga një specie duhet të fitohen nga një tjetër. Në çdo ekuacion redoks, rritja totale e numrit të oksidimit është e barabartë me zvogëlimin total, dhe çdo metodë barazimi mbështetet në këtë barazi.

Caktimi i numrave të oksidimit sipas përparësisë

Zbato rregullat nga maja e listës poshtë. Kur dy rregulla bien ndesh, fiton ai më i lartë, dhe atomi i fundit i panjohur në një formulë gjendet me ndryshesë.

Për jonin dihidrogjenfosfat, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, pra P = +5. Për jonin tetrationat, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, pra katër atomet e squfurit bëjnë gjithsej +10 dhe mesatarja është +2.5. Një rezultat thyesor do të thotë se atomet e të njëjtit element ndodhen në mjedise të ndryshme dhe numri i raportuar është një mesatare. Magnetiti, Fe₃O₄, ka mesatare +8/3, sepse përmban një Fe²⁺ për çdo dy Fe³⁺.

• Një atom në një element të pastër është 0 (Fe, O₂, S₈).
• Një jon monoatomik është i barabartë me ngarkesën e tij (Mg²⁺ është +2, Br⁻ është −1).
• Numrat e oksidimit në një formulë mblidhen në ngarkesën e përgjithshme të saj.
• Fluori është −1 në të gjitha përbërjet e tij.
• Metalet e grupit 1 janë +1 dhe metalet e grupit 2 janë +2 në përbërje.
• Hidrogjeni është +1 me jometalet dhe −1 në hidruret e metaleve si NaH.
• Oksigjeni zakonisht është −2, por −1 në peroksidet (H₂O₂), −½ në superoksidet (KO₂) dhe +2 në OF₂.
• Kloru, bromi dhe jodi zakonisht janë −1, përveçse kur lidhen me oksigjenin ose me një halogjen më të lehtë.

Emërtimi i agjentit oksidues dhe i agjentit reduktues

Agjenti oksidues pranon elektrone dhe bën që diçka tjetër të oksidohet, ndaj vetë reduktohet. Agjenti reduktues jep elektrone dhe vetë oksidohet. Emërto të gjithë specien dhe jo një atom të vetëm.

Merr 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Hekuri rritet nga +2 në +3, ndaj Fe²⁺ oksidohet dhe është agjenti reduktues. Oksigjeni bie nga −1 në peroksid në −2 në ujë, ndaj H₂O₂ reduktohet dhe është agjenti oksidues. Hidrogjeni mbetet +1 gjatë gjithë kohës. Dy jone hekuri humbin secili një elektron dhe dy atome oksigjeni të peroksidit fitojnë secili një, pra humbin dy elektrone dhe fitohen dy.

Një specie mund të luajë të dy rolet. Te Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O, një atom klori shkon nga 0 në −1 dhe tjetri nga 0 në +1. Ky është disproporcionim dhe Cl₂ është njëkohësisht agjent oksidues dhe reduktues.

Barazimi me gjysmëreaksione në tretësirë acidike

Ndarja e oksidimit nga reduktimi të lejon ta barazosh çdo transferim elektronesh më vete, pastaj t'i kombinosh gjysmat që elektronet të thjeshtohen. Uji ofron atome oksigjeni dhe H⁺ ofron atome hidrogjeni, sepse këto janë speciet që ndodhen realisht në ujin acidik.

Shembull i zgjidhur 1. Në acid, dikromati oksidon nitritin: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Kromi shkon nga +6 në +3 dhe azoti nga +3 në +5. Gjysma e oksidimit: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, me ngarkesë −1 në çdo anë. Gjysma e reduktimit: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, me ngarkesë +6 në çdo anë. Gjashtë elektronet përputhen me dy atome kromi që ndryshojnë nga tri njësi secili.

Shumëzo gjysmën e oksidimit me 3 që të dyja gjysmat të përfshijnë 6e⁻, pastaj mblidhi: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Thjeshto 6H⁺ dhe 3H₂O nga çdo anë: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontroll: Cr 2 dhe 2; N 3 dhe 3; O 7 + 6 = 13 dhe 9 + 4 = 13; H 8 dhe 8; ngarkesa −2 + 8 − 3 = +3 dhe +6 − 3 = +3.

• Ndaje ekuacionin skeletor në një gjysmë oksidimi dhe një gjysmë reduktimi.
• Barazo çdo element përveç O dhe H.
• Barazo O duke shtuar H₂O, pastaj barazo H duke shtuar H⁺.
• Barazo ngarkesën duke shtuar elektrone në anën më pozitive.
• Shumëzo gjysmat që elektronet të përputhen, mblidhi dhe thjeshto çdo gjë që ndodhet në të dyja anët.
• Kontrollo atomet dhe ngarkesën dhe konfirmo që nuk mbeten elektrone.

Kalimi i metodës në tretësirë bazike

Në tretësirë bazike, OH⁻ është i bollshëm dhe ekuacioni përfundimtar nuk duhet të përmbajë H⁺. Barazo sikur tretësira të ishte acidike, pastaj shto aq OH⁻ në të dyja anët sa çdo H⁺ të kthehet në ujë. Shtimi i së njëjtës specie në të dyja anët e mban ekuacionin të barazuar.

Shembull i zgjidhur 2. Hipokloriti oksidon hidroksidin e kromit(III) në kromat në bazë: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Kromi shkon nga +3 në +6 dhe kloru nga +1 në −1. Gjysma e oksidimit: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Gjysma e reduktimit: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Shumëfishi më i vogël i përbashkët i 3 dhe 2 është 6, ndaj dyfisho gjysmën e parë dhe trefisho të dytën.

Mbledhja dhe thjeshtimi japin 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Shto 4OH⁻ në të dyja anët; në të djathtë, 4H⁺ + 4OH⁻ bëhet 4H₂O. Përfundimtare: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontroll: Cr 2 dhe 2; Cl 3 dhe 3; O 6 + 3 + 4 = 13 dhe 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 dhe 10; ngarkesa −7 në çdo anë.

Gabime të zakonshme në llogaritjet redoks

Shumica e gabimeve redoks janë gabime llogaritjeje dhe secili ka një kontroll të veçantë.

Si provë përfundimtare, konfirmo vetëm me numrat e oksidimit që elektronet e humbura janë të barabarta me elektronet e fituara. Në shembullin e zgjidhur 2, dy atome kromi humbin secili 3 elektrone (6 gjithsej) dhe tri atome klori fitojnë secili 2 (gjithashtu 6).

• Emërtimi i një atomi si agjent: shkruaj se Cr₂O₇²⁻ është agjenti oksidues, jo kromi.
• Numërimi i ndryshimit për atom por jo për formulë: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ merr 6 elektrone, jo 3.
• Vendosja e elektroneve në anën e gabuar: ato janë produkte në gjysmën e oksidimit dhe reaktantë në gjysmën e reduktimit. Nëse kontrolli i ngarkesës dështon, shiko së pari këtu.
• Barazimi i oksigjenit me O, O₂ ose O²⁻ në vend të H₂O. Jonet e lirë të oksidit nuk ekzistojnë në ujë.
• Lënia e H⁺ në një përgjigje për tretësirë bazike, ose harrimi i thjeshtimit të ujit pas shtimit të OH⁻.
• Supozimi se oksigjeni është gjithmonë −2: kontrollo për peroksidet, superoksidet dhe lidhjet O–F.
• Përzierja e shënimeve: numri i oksidimit shkruhet me shenjën përpara (+3); ngarkesa e jonit shkruhet me numrin përpara (3+).