Oxidationstal, redoxmedel och balansering med halvreaktioner

Vad ett oxidationstal registrerar

Ett oxidationstal är den laddning en atom skulle ha om varje bindning mellan olika atomer vore helt jonisk, med de delade elektronerna tilldelade den mer elektronegativa atomen; elektroner som delas mellan identiska atomer delas lika. Det är en formell räkning, inte en uppmätt laddning. I vatten tilldelas syre −2 och varje väte +1, trots att de verkliga partialladdningarna är mycket mindre.

Oxidation är en ökning av oxidationstalet, vilket motsvarar en förlust av elektroner. Reduktion är en minskning av oxidationstalet, ett upptag av elektroner. De två sker alltid tillsammans, eftersom elektroner som en art förlorar måste tas upp av en annan. I varje redoxreaktion är den sammanlagda ökningen av oxidationstal lika med den sammanlagda minskningen, och varje balanseringsmetod vilar på den likheten.

Att bestämma oxidationstal i prioritetsordning

Tillämpa reglerna uppifrån och ned i listan. När två regler står i konflikt vinner den högre, och den sista okända atomen i en formel bestäms genom differens.

För dihydrogenfosfatjonen, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, så P = +5. För tetrationatjonen, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, så de fyra svavelatomerna summerar till +10 och medelvärdet är +2.5. Ett bråktal som resultat betyder att atomer av samma grundämne befinner sig i olika miljöer och att det redovisade talet är ett medelvärde. Magnetit, Fe₃O₄, har medelvärdet +8/3 eftersom den innehåller en Fe²⁺ för varje två Fe³⁺.

• En atom i ett rent grundämne är 0 (Fe, O₂, S₈).
• En enatomig jon är lika med sin laddning (Mg²⁺ är +2, Br⁻ är −1).
• Oxidationstalen i en formel summerar till dess totala laddning.
• Fluor är −1 i alla sina föreningar.
• Metaller i grupp 1 är +1 och metaller i grupp 2 är +2 i föreningar.
• Väte är +1 med icke-metaller och −1 i metallhydrider som NaH.
• Syre är vanligen −2, men −1 i peroxider (H₂O₂), −½ i superoxider (KO₂) och +2 i OF₂.
• Klor, brom och jod är vanligen −1, utom när de är bundna till syre eller till en lättare halogen.

Att namnge oxidationsmedlet och reduktionsmedlet

Oxidationsmedlet tar upp elektroner och orsakar att något annat oxideras, så det reduceras självt. Reduktionsmedlet avger elektroner och oxideras självt. Namnge hela arten och inte en enskild atom.

Betrakta 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Järn stiger från +2 till +3, så Fe²⁺ oxideras och är reduktionsmedlet. Syre sjunker från −1 i peroxiden till −2 i vatten, så H₂O₂ reduceras och är oxidationsmedlet. Väte förblir +1 hela vägen. Två järnjoner förlorar var sin elektron och två peroxidsyreatomer tar upp var sin, så två elektroner förloras och två tas upp.

En art kan spela båda rollerna. I Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O går en kloratom från 0 till −1 och den andra från 0 till +1. Detta är disproportionering, och Cl₂ är både oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Balansering med halvreaktioner i sur lösning

Genom att skilja oxidationen från reduktionen kan du balansera varje elektronöverföring för sig och sedan kombinera halvorna så att elektronerna tar ut varandra. Vatten ger syreatomer och H⁺ ger väteatomer eftersom det är de arter som verkligen finns i surt vatten.

Räkneexempel 1. I syra oxiderar dikromat nitrit: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Krom går från +6 till +3 och kväve från +3 till +5. Oxidationshalvan: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, med laddningen −1 på varje sida. Reduktionshalvan: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, med laddningen +6 på varje sida. De sex elektronerna motsvarar två kromatomer som var och en ändras med tre enheter.

Multiplicera oxidationshalvan med 3 så att båda halvorna omfattar 6e⁻ och addera sedan: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Stryk 6H⁺ och 3H₂O från varje sida: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontroll: Cr 2 och 2; N 3 och 3; O 7 + 6 = 13 och 9 + 4 = 13; H 8 och 8; laddning −2 + 8 − 3 = +3 och +6 − 3 = +3.

• Dela upp skelettformeln i en oxidationshalva och en reduktionshalva.
• Balansera varje grundämne utom O och H.
• Balansera O genom att tillsätta H₂O och balansera sedan H genom att tillsätta H⁺.
• Balansera laddningen genom att tillsätta elektroner på den mer positiva sidan.
• Skala halvorna så att elektronerna stämmer, addera dem och stryk allt som finns på båda sidor.
• Kontrollera atomer och laddning och bekräfta att inga elektroner återstår.

Att anpassa metoden till basisk lösning

I basisk lösning finns OH⁻ i överflöd och den slutliga reaktionsformeln ska inte innehålla H⁺. Balansera som om lösningen vore sur och tillsätt sedan tillräckligt med OH⁻ på båda sidor för att göra varje H⁺ till vatten. Att tillsätta samma art på båda sidor håller reaktionsformeln balanserad.

Räkneexempel 2. Hypoklorit oxiderar krom(III)hydroxid till kromat i bas: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Krom går från +3 till +6 och klor från +1 till −1. Oxidationshalvan: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Reduktionshalvan: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Minsta gemensamma multipel av 3 och 2 är 6, så dubblera den första halvan och tredubbla den andra.

Addition och strykning ger 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Tillsätt 4OH⁻ på båda sidor; på högersidan blir 4H⁺ + 4OH⁻ till 4H₂O. Slutresultat: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontroll: Cr 2 och 2; Cl 3 och 3; O 6 + 3 + 4 = 13 och 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 och 10; laddning −7 på varje sida.

Vanliga misstag i redoxbokföringen

De flesta redoxfel är bokföringsfel, och vart och ett har en särskild kontroll.

Som ett sista test, bekräfta enbart med oxidationstal att förlorade elektroner är lika med upptagna elektroner. I räkneexempel 2 förlorar två kromatomer 3 elektroner var (6 sammanlagt) och tre kloratomer tar upp 2 var (också 6).

• Att namnge en atom som medlet: skriv att Cr₂O₇²⁻ är oxidationsmedlet, inte krom.
• Att räkna förändringen per atom men inte per formel: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ tar upp 6 elektroner, inte 3.
• Att sätta elektronerna på fel sida: de är produkter i en oxidationshalva och reaktanter i en reduktionshalva. Om laddningskontrollen misslyckas, titta här först.
• Att balansera syre med O, O₂ eller O²⁻ i stället för H₂O. Fria oxidjoner finns inte i vatten.
• Att lämna kvar H⁺ i ett svar för basisk lösning, eller glömma att stryka vatten efter att OH⁻ tillsatts.
• Att anta att syre alltid är −2: kontrollera om det finns peroxider, superoxider och O–F-bindningar.
• Att blanda skrivsätt: ett oxidationstal skrivs med tecknet först (+3); en jonladdning skrivs med talet först (3+).