Fe în FeCl₃
Calcul
x + 3·(−1) = 0
N.O.
+3
Reacții redox: număr de oxidare și coeficienți
Regulile numărului de oxidare, procesele de oxidare și reducere, agenți oxidanți și reducători și stabilirea coeficienților prin bilanț electronic.
- 28 min
- La BAC: I.A · II.D.1 · II.D.2
- Verificat pe bareme
ții minte doar fișa asta și ești acoperit
Fișa de aur
- 01
Oxidare = cedare de e⁻ (N.O. crește); reducere = captare de e⁻ (N.O. scade). Agentul reducător se oxidează, agentul oxidant se reduce.
Truc: Reducătorul „se sacrifică”: pierde electroni.
- 02
N.O.: substanțe simple 0; H +1; O −2 (în peroxizi −1, ca în Na₂O₂); metale alcaline +1; suma = sarcina.
- 03
Metodă: scrie N.O. → afli elementele care se schimbă → scrii procesele cu electroni → egalezi electronii → treci coeficienții → verifici atomii.
- 04
2CuO + C → 2Cu + CO₂: oxidare C → C⁴⁺ + 4e⁻; reducere Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu; agent reducător: carbonul.
- 05
După ce ai coeficienții, numără atomii fiecărui element pe cele două părți: ecuația trebuie să fie echilibrată și ca atomi, nu doar ca electroni.
1 din 7
Pe scurt
Culorile din lecție:termencifră, datăidee-cheie
- N.O.: simple 0; H +1; O −2 (peroxizi −1); suma = sarcina speciei.
- Oxidare = N.O. crește; reducere = N.O. scade.
- Agent reducător (se oxidează): metale, H₂, C. Agent oxidant (se reduce): Cl₂, O₂, HNO₃, KMnO₄.
- Bilanț electronic → coeficienți; apoi verificarea atomilor.
- Într-o reacție redox oxidarea și reducerea au loc simultan.
Numărul de oxidare
Cu în CuO
Calcul
x + (−2) = 0
N.O.
+2
C în CO₂
Calcul
x + 2·(−2) = 0
N.O.
+4
Na în Na₂O₂
Calcul
O = −1 (peroxid) → 2x + 2·(−1) = 0
N.O.
+1
Ag în [Ag(NH₃)₂]OH
Calcul
complexul [Ag(NH₃)₂]⁺: x + 0 = +1
N.O.
+1
Fe în [Fe(CN)₆]⁴⁻
Calcul
x + 6·(−1) = −4
N.O.
+2
Mn în KMnO₄
Calcul
+1 + x + 4·(−2) = 0
N.O.
+7
1 / 7
| Specie | Calcul | N.O. |
|---|---|---|
| Fe în FeCl₃ | x + 3·(−1) = 0 | +3 |
| Cu în CuO | x + (−2) = 0 | +2 |
| C în CO₂ | x + 2·(−2) = 0 | +4 |
| Na în Na₂O₂ | O = −1 (peroxid) → 2x + 2·(−1) = 0 | +1 |
| Ag în [Ag(NH₃)₂]OH | complexul [Ag(NH₃)₂]⁺: x + 0 = +1 | +1 |
| Fe în [Fe(CN)₆]⁴⁻ | x + 6·(−1) = −4 | +2 |
| Mn în KMnO₄ | +1 + x + 4·(−2) = 0 | +7 |
Oxidare, reducere, agenți
În CuO + C → Cu + CO₂:
Oxidare
Ecuația
C → C⁴⁺ + 4e⁻N.O.
0 → +4
Rol
C este agent reducător
Reducere
Ecuația
Cu²⁺ + 2e⁻ → CuN.O.
+2 → 0
Rol
CuO este agent oxidant
1 / 2
| Proces | Ecuația | N.O. | Rol |
|---|---|---|---|
| Oxidare | C → C⁴⁺ + 4e⁻ | 0 → +4 | C este agent reducător |
| Reducere | Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu | +2 → 0 | CuO este agent oxidant |
N.O. urcă la oxidare, coboară la reducere
Stabilirea coeficienților
- N.O. și elementele care se schimbă
Fiecare element care își schimbă N.O. apare într-un proces.
- Procese cu electroni
Scrie oxidarea și reducerea.
- Egalează electronii
Înmulțește procesele cu numere întregi, astfel încât electronii cedați = electronii primiți.
- Coeficienții în ecuație
Treci coeficienții la speciile care se schimbă, apoi egalezi restul (H, O, ionii-spectator).
- Verifică atomii
Numără fiecare element pe cele două părți.
Exemple:
CuO + C
Bilanț
C: −4e⁻ (×1); Cu²⁺: +2e⁻ (×2)
Ecuația echilibrată
2CuO + C → 2Cu + CO₂Al + Fe₂O₃
Bilanț
Al: −3e⁻ (×2); Fe³⁺: +3e⁻ (×2)
Ecuația echilibrată
2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2FeCu + HNO₃ (concentrat)
Bilanț
Cu: −2e⁻ (×1); N⁵⁺: +1e⁻ (×2)
Ecuația echilibrată
Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂OCu + HNO₃ (diluat)
Bilanț
Cu: −2e⁻ (×3); N⁵⁺: +3e⁻ (×2)
Ecuația echilibrată
3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂OFe + Cl₂
Bilanț
Fe: −3e⁻ (×2); Cl: +1e⁻ (×6, adică Cl₂ ×3)
Ecuația echilibrată
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃1 / 5
| Reacție | Bilanț | Ecuația echilibrată |
|---|---|---|
| CuO + C | C: −4e⁻ (×1); Cu²⁺: +2e⁻ (×2) | 2CuO + C → 2Cu + CO₂ |
| Al + Fe₂O₃ | Al: −3e⁻ (×2); Fe³⁺: +3e⁻ (×2) | 2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe |
| Cu + HNO₃ (concentrat) | Cu: −2e⁻ (×1); N⁵⁺: +1e⁻ (×2) | Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O |
| Cu + HNO₃ (diluat) | Cu: −2e⁻ (×3); N⁵⁺: +3e⁻ (×2) | 3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O |
| Fe + Cl₂ | Fe: −3e⁻ (×2); Cl: +1e⁻ (×6, adică Cl₂ ×3) | 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ |
Cu + HNO₃ concentrat: din 4 molecule de HNO₃, 2 se reduc la NO₂ (N: +5 → +4), iar 2 formează sarea Cu(NO₃)₂ și nu își schimbă N.O. De aceea coeficientul lui HNO₃ este 4. Verificare: H: 4 = 2·2; N: 4 = 2 + 2; O: 12 = 6 + 4 + 2.
Notează coeficienții: CuO + C → Cu + CO₂
2CuO + C → 2Cu + CO₂.
Caracterul oxidant și reducător
- Reducători: metale (Na, Zn, Fe, Al), H₂, C, ionii cu N.O. intermediar în forma lor mai joasă (Fe²⁺).
- Oxidanți: nemetale (Cl₂, O₂), acid azotic, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, ioni ca Cu²⁺, Ag⁺, Pb⁴⁺.
- Un metal mai reactiv substituie un metal mai puțin reactiv din sarea lui:
Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu,Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.
Care este N.O. al sodiului în Na₂O₂?
+1.
Care este agentul reducător în 2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe?
Aluminiul (0 → +3).
Ce se cere la BAC
Greșeli care costă puncte
- Pui electronii de partea greșită a procesului (oxidare: electronii se scriu în dreapta).
- Confunzi agentul oxidant cu specia oxidată.
- Uiți că în peroxizi O are −1.
- Egalezi electronii, dar nu mai verifici atomii.
- Notezi coeficienți fără să fi scris procesele (se pierd punctele de la D.1).
Termeni-cheie
- Număr de oxidare (N.O.)
- Sarcina formală a unui atom dintr-o specie, calculată după reguli: 0 la substanțe simple, +1 pentru H, −2 pentru O (−1 în peroxizi), suma = sarcina speciei.
- Oxidare
- Cedare de electroni; N.O. crește. Exemplu: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.
- Reducere
- Captare de electroni; N.O. scade. Exemplu: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.
- Agent reducător
- Specia care cedează electroni (se oxidează) și reduce altă specie: metalele, H₂, C.
- Agent oxidant
- Specia care primește electroni (se reduce) și oxidează altă specie: nemetalele (Cl₂, O₂), HNO₃, KMnO₄.
- Bilanț electronic
- Egalarea numărului de electroni cedați cu cel de electroni primiți, pentru a afla coeficienții unei reacții redox.