Oxidare și reducere

Oxidarea este cedare de electroni, iar reducerea este acceptare de electroni. Agentul reducător cedează electroni și se oxidează; agentul oxidant primește electroni și se reduce. În $\mathrm{Zn}+\mathrm{CuS}{\mathrm{O}}_4\to \mathrm{ZnS}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{Cu}$, zincul trece de la numărul de oxidare $0$ la $+2$, iar cuprul de la $+2$ la $0$. Semireacțiile sunt $\mathrm{Zn}\to \mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}+2{\mathrm{e}}^{-}$ și $\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}+2{\mathrm{e}}^{-}\to \mathrm{Cu}$. Numărul electronilor cedați trebuie să fie egal cu numărul celor acceptați în ecuația globală.

Egalarea redox se face prin bilanțul electronilor; apoi se verifică atomii și sarcina totală. Nicio reacție redox nu conține oxidare fără reducere simultană.

Metoda bilanțului electronic urmează aceiași pași: se află numerele de oxidare ale elementelor care se schimbă; se calculează electronii cedați și primiți per atom; se egalează totalul de electroni cu cel mai mic multiplu comun; se pun coeficienții la oxidant, la reducător și la produșii lor; se egalează restul elementelor, hidrogenul și oxigenul la urmă.

Exemplu 1: ionul de fier(II) oxidat de clor.

1. Scriem semireacțiile: $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}\to \mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}+{\mathrm{e}}^{-}$ pentru oxidare și $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+2{\mathrm{e}}^{-}\to 2C{\mathrm{l}}^{-}$ pentru reducere.
2. Clorul primește $2$ electroni, deci prima semireacție se înmulțește cu $2$.
3. Adunăm semireacțiile: $2F{\mathrm{e}}^{2+}+\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\to 2F{\mathrm{e}}^{3+}+2C{\mathrm{l}}^{-}$.
4. Verificăm sarcina: în stânga $+4$, în dreapta $2(+3)+2(-1)=+4$.

Ionul $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}$ este reducătorul, iar $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$ este oxidantul. Oxidarea a $0,10$ mol $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}$ cedează $0,10$ mol electroni; clorul primește $2$ electroni pe moleculă, deci se consumă $0,05$ mol $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$, adică $0,05\cdot 22,4=1,12$ L în condiții normale.

Exemplu 2: cuprul cu acid azotic diluat. Schema este $\mathrm{Cu}+\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3\to \mathrm{Cu}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+\mathrm{NO}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

1. Cuprul trece de la $0$ la $+2$: cedează $2$ electroni. Azotul din $\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$ trece de la $+5$ la $+2$ în $\mathrm{NO}$: primește $3$ electroni.
2. Cel mai mic multiplu comun al lui $2$ și $3$ este $6$: punem $3\mathrm{Cu}$ și $2\mathrm{NO}$.
3. Azotul din nitrat își păstrează numărul de oxidare $+5$. În $3\mathrm{Cu}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2$ sunt $6$ atomi de azot, iar în $2\mathrm{NO}$ încă $2$: în total $8\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$.
4. Hidrogenul din $8\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$ formează $4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.
5. Verificăm oxigenul: în stânga $8\cdot 3=24$, în dreapta $3\cdot 6+2+4=24$.

Ecuația este $3Cu+8HN{\mathrm{O}}_3\to 3Cu(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+2NO\uparrow +4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Din $6,4$ g cupru, adică $0,1$ mol, se degajă $0,1\cdot 2/3\approx 0,067$ mol $\mathrm{NO}$, adică $1,49$ L în condiții normale, și se consumă $0,1\cdot 8/3\approx 0,267$ mol $\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$, adică $16,8$ g. Din cei $8$ mol $\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$ ai ecuației, $2$ mol sunt oxidant (azotul lor devine $\mathrm{NO}$), iar $6$ mol furnizează ionii nitrat din sare.

Exemplu 3: aluminotermia. Aluminiul reduce oxidul de fier(III): $\mathrm{F}{\mathrm{e}}_2{\mathrm{O}}_3+2Al\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3+2Fe$. Se pornește de la $16$ g $\mathrm{F}{\mathrm{e}}_2{\mathrm{O}}_3$.

1. Aluminiul trece de la $0$ la $+3$ și cedează $3$ electroni per atom; fierul trece de la $+3$ la $0$ și primește $3$ electroni per atom. Pentru $2\mathrm{Al}$ și $2\mathrm{Fe}$ se transferă câte $6$ electroni.
2. $n(\mathrm{F}{\mathrm{e}}_2{\mathrm{O}}_3)=16/160=0,10$ mol, deci se transferă $0,10\cdot 6=0,60$ mol electroni.
3. Se consumă $0,20$ mol aluminiu, adică $0,20\cdot 27=5,4$ g, și se formează $0,20$ mol fier, adică $0,20\cdot 56=11,2$ g.
4. Bilanț de masă: reactanți $16+5,4=21,4$ g; produși $11,2$ g fier și $0,10\cdot 102=10,2$ g oxid de aluminiu, în total $21,4$ g.

Reacțiile redox apar în ruginirea fierului, în arderea combustibililor și în respirația celulară, unde glucoza este oxidată și oxigenul este redus.

Oxidanți și reducători uzuali. Oxidanți: ${\mathrm{O}}_2$, $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$, $\mathrm{KMn}{\mathrm{O}}_4$, ${\mathrm{K}}_2\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7$, $\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$. Reducători: metalele ($\mathrm{Na}$, $\mathrm{Mg}$, $\mathrm{Al}$, $\mathrm{Zn}$, $\mathrm{Fe}$), ${\mathrm{H}}_2$, $\mathrm{C}$, $\mathrm{CO}$, ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$. O specie cu număr de oxidare intermediar are ambele roluri, în funcție de partener: $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}$ este reducător față de clor și oxidant față de zinc.

Egalare în mediu acid. Permanganatul oxidează ionul de fier(II) în soluție de acid sulfuric. Semireacțiile sunt $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}+8{\mathrm{H}}^{+}+5{\mathrm{e}}^{-}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$, în care manganul trece de la $+7$ la $+2$, și $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}\to \mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}+{\mathrm{e}}^{-}$. A doua semireacție se înmulțește cu $5$: $\mathrm{Mn}{\mathrm{O}}_4^{-}+5F{\mathrm{e}}^{2+}+8{\mathrm{H}}^{+}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+5F{\mathrm{e}}^{3+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Sarcina: stânga $-1+10+8=+17$, dreapta $2+15=+17$.

Exemplu (titrare, complement simplu). Un volum de $20$ mL soluție $\mathrm{KMn}{\mathrm{O}}_4$ $0,020$ mol/L oxidează în mediu acid ioni $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}$. Cantitatea de $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}$ oxidată este: A. $2,0\cdot 10^{-4}$ mol; B. $4,0\cdot 10^{-4}$ mol; C. $1,0\cdot 10^{-3}$ mol; D. $2,0\cdot 10^{-3}$ mol; E. $4,0\cdot 10^{-3}$ mol. Cantitatea de permanganat este $0,020\cdot 0,020=4,0\cdot 10^{-4}$ mol, iar raportul $1:5$ dă $5\cdot 4,0\cdot 10^{-4}=2,0\cdot 10^{-3}$ mol. Răspuns corect: D.

Exemplu (complement grupat). Pentru reacția $\mathrm{Zn}+2HCl\to \mathrm{ZnC}{\mathrm{l}}_2+{\mathrm{H}}_2$ sunt corecte afirmațiile:

1. zincul se oxidează;
2. ionul ${\mathrm{H}}^{+}$ se reduce;
3. acidul clorhidric este oxidant față de zinc;
4. zincul este oxidant.

Variante:

• A. Numai 1, 2 și 3 sunt corecte
• B. Numai 1 și 3 sunt corecte
• C. Numai 2 și 4 sunt corecte
• D. Numai 4 este corectă
• E. Toate sunt corecte sau toate sunt false

Zincul trece de la $0$ la $+2$: cedează electroni, se oxidează și este reducător, deci afirmația 1 este adevărată, iar afirmația 4 este falsă. Hidrogenul din $\mathrm{HCl}$ trece de la $+1$ la $0$: primește electroni, se reduce, iar ionul ${\mathrm{H}}^{+}$ este oxidantul, deci afirmațiile 2 și 3 sunt adevărate. Răspuns corect: A.

Disproporționare. Același element se oxidează și se reduce: $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+2NaOH\to \mathrm{NaCl}+\mathrm{NaClO}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$; clorul trece de la $0$ la $-1$ și la $+1$.

Seria activității metalelor. Un metal mai activ este reducător mai puternic și cedează electroni cationului unui metal mai puțin activ: $\mathrm{Fe}+\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}\to \mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}+\mathrm{Cu}$ are loc, iar $\mathrm{Cu}+\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}$ nu are loc. Metalele aflate înaintea hidrogenului reduc ionii ${\mathrm{H}}^{+}$ din acizii diluați.

În chimia organică. Oxidarea se vede prin numărul de oxidare al carbonului funcțional: în $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{C}{\mathrm{H}}_2\mathrm{OH}$ este $-1$, în $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{CHO}$ este $+1$, iar în $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{COOH}$ este $+3$.

Greșeli frecvente

• Greșit: Zincul este oxidant în reacția cu $\mathrm{CuS}{\mathrm{O}}_4$ fiindcă se transformă în ion.
  Corect: cedează electroni și este reducător.
• Greșit: La egalare se pot crea electroni în ecuația globală.
  Corect: electronii cedați de reducător sunt egali cu cei primiți de oxidant și se anulează, deci nu apar în ecuația globală.
• Greșit: Oxidantul se oxidează, pentru că el oxidează celelalte substanțe.
  Corect: oxidantul primește electroni și se reduce; reducătorul se oxidează.
• Greșit: Ecuația $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}+\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\to \mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}+2C{\mathrm{l}}^{-}$ este egalată, pentru că ambele părți au câte un atom de fier.
  Corect: atomii sunt egali, dar sarcina totală nu (stânga $+2$, dreapta $+1$), deci electronii nu sunt echilibrați; ecuația corectă este $2F{\mathrm{e}}^{2+}+\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\to 2F{\mathrm{e}}^{3+}+2C{\mathrm{l}}^{-}$.

Înainte și după