Reacții redox (număr de oxidare, egalare, electroliză)

Reacțiile redox (reducere-oxidare) reprezintă unul dintre cele mai importante concepte în chimie, având aplicații în electroliză, baterii, coroziune, metabolism și multe procese industriale. În aceste reacții, electronii sunt transferați de la o specie chimică la alta. Oxidarea este procesul de pierdere de electroni (numărul de oxidare crește), iar reducerea este câștigul de electroni (numărul de oxidare scade).

Un reactant care cauzează oxidarea se numește agent oxidant (oxidant), iar cel care cauzează reducerea se numește agent reducător (reducător).

Numărul de oxidare (N.O.) este o sarcină electrică formală atribuită unui atom într-o moleculă sau ion, pe baza unor reguli standard: oxigenul are N.O. -2 (excepție: peroxizi, N.O. -1; superoxizi, N.O. -1/2), hidrogenul are N.O. +1 (excepție: hidruri metalice, N.O. -1), iar metalele alcaline au +1, alcalino-pământoase +2. Suma N.O. dintr-o moleculă neutră este 0; pentru ion, este egală cu sarcina ionului.

Egalarea ecuațiilor redox (metoda ion-electron) se realizează în mediu acid sau bazic, scriind separat semireacțiile de oxidare și reducere. Se adaugă H⁺, H₂O, OH⁻ după caz, pentru a echilibra atomii de oxigen și hidrogen, și se adaugă electroni pentru a echilibra sarcina. Apoi, cele două semireacții se înmulțesc cu factori corespunzători, încât numărul de electroni pierduți la oxidare să fie egal cu cel câștigat la reducere.

Electroliza este procesul de descompunere a unui compus (topitură sau soluție) prin trecerea unui curent electric continuu. La catod (electrodul negativ) are loc reducerea (accept de electroni), iar la anod (electrodul pozitiv) are loc oxidarea (cedează electroni). Exemple clasice: electroliza apei (se produce H₂ la catod și O₂ la anod), electroliza NaCl topit (Na metal la catod, Cl₂ gaz la anod) sau a soluției de NaCl (producere de H₂, Cl₂ și NaOH).

Legile lui Faraday stabilesc relația dintre cantitatea de substanță generată și sarcina electrică (Q = I × t).

Aplicarea corectă a regulilor de atribuire a N.O. și stăpânirea metodei de egalare sunt esențiale pentru a face față problemelor de bacalaureat.

Exemple

• Exemplul 1: Atribuiți numerele de oxidare pentru toți atomii din compușii: KMnO₄, H₂SO₄, Cr₂O₇²⁻. Rezolvare: KMnO₄: K +1, O -2 (×4 = -8), deci Mn trebuie să fie +7 (1 + 7 - 8 = 0). H₂SO₄: H +1 (×2 = +2), O -2 (×4 = -8), S: +6 (2 + 6 - 8 = 0). Cr₂O₇²⁻: O -2 (×7 = -14), ionul are sarcina -2, deci 2×Cr = +12 (2Cr -14 = -2 → 2Cr = 12 → Cr = +6).
• Exemplul 2: Egalati ecuația redox: Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O (mediu acid). Rezolvare: Semireacții: Oxidare: Cu → Cu²⁺ + 2e⁻. Reducere: NO₃⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O. Înmulțim oxidarea cu 3, reducerea cu 2: 3Cu → 3Cu²⁺ + 6e⁻; 2NO₃⁻ + 8H⁺ + 6e⁻ → 2NO + 4H₂O. Egalăm: 3Cu + 2NO₃⁻ + 8H⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO + 4H₂O. Adăugăm contraionii (NO₃⁻) din HNO₃: ecuația finală: 3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.
• Exemplul 3: Electroliza soluției de CuSO₄ cu electrozi inerți (Pt). Scrieți reacțiile la electrozi și ecuația globală. Rezolvare: În soluție: Cu²⁺, SO₄²⁻, H⁺, OH⁻ (din apă). La catod (reducere): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (depunere de cupru). La anod (oxidare): 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻. Egalăm electronii: înmulțim catodul cu 2: 2Cu²⁺ + 4e⁻ → 2Cu; anodul rămâne: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻. Ecuația globală: 2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄ (se observă formarea acidului sulfuric).

Concepte cheie: Numărul de oxidare: reguli de atribuire pentru elemente și compuși comuni., Oxidarea = pierdere de electroni (crește N.O.); Reducerea = câștig de electroni (scade N.O.)., Egalarea ecuațiilor redox prin metoda ion-electron (semireacții) în mediu acid sau bazic., Electroliza: proces de descompunere cu ajutorul curentului electric; reacții la catod (reducere) și anod (oxidare)., Agenți oxidanți și reducători: identificare pe baza modificării N.O. în reacție.