Pe scurt
Reacțiile redox implică transfer de electroni între specii chimice, ducând la modificarea numerelor de oxidare. O reacție redox poate fi descompusă în două semireacții – oxidare și reducere – iar bilanțul electronic constă în egalarea numărului de electroni pierduți cu cel câștigat. Pilele electrochimice transformă energia chimică în energie electrică prin reacții redox spontane, iar tensiunea electromotoare se calculează din potențialele standard de electrod.
Numărul de oxidare (N.O.) și reguli de calcul
Numărul de oxidare reprezintă sarcina electrică formală a unui atom într-o moleculă sau ion. Regulile precise de calcul sunt:
- Atomii în stare elementară au N.O. 0
- Hidrogenul are +1 în combinații, exceptând hidrurile metalice, unde are -1
- Oxigenul are -2, exceptând peroxizii, unde are -1
- Metalele alcaline au +1, iar cele alcalino-pământoase au +2
- Suma N.O. într-o moleculă neutră este 0
- Suma N.O. într-un ion poliatomic este egală cu sarcina ionului
Exemplu (calcul N.O.): În ionul permanganat MnO₄⁻, oxigenul are N.O. = -2, deci 4×(-2) = -8. Suma N.O. pentru ion = -1, deci N.O.(Mn) + (-8) = -1 → N.O.(Mn) = +7. Răspuns: +7.
Semireacții de oxidare și reducere
O reacție redox se descompune în două semireacții
- Oxidarea – pierdere de electroni, N.O. crește
- Reducerea – câștig de electroni, N.O. scade
Bilanțul electronic și egalarea ecuațiilor redox
Bilanțul electronic constă în egalarea numărului de electroni pierduți cu cel câștigat, scriind semireacțiile separate și apoi combinându-le.
Metoda de egalare a ecuațiilor redox:
- Identificarea elementelor care își modifică N.O.
- Scrierea semireacțiilor
- Adăugarea electronilor pentru egalarea sarcinii
- Ajustarea coeficienților pentru mediul acid (cu H⁺/H₂O) sau bazic (cu OH⁻/H₂O)
- Însumarea semireacțiilor cu electroni egali
Exemplu (egalare redox în mediu acid): Fe²⁺ + MnO₄⁻ → Fe³⁺ + Mn²⁺ (soluție acidă)
-
Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (oxidare)
- MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (reducere)
- Se înmulțește prima cu 5: 5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
- Se adună: 5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O – ecuație echilibrată
Pile electrochimice (galvanice)
Pilele electrochimice transformă energia chimică în energie electrică prin reacții redox spontane.
Pila Daniel (clasică) are
- Un electrod de Zn (anod, oxidare) în soluție de ZnSO₄
- Un electrod de Cu (catod, reducere) în soluție de CuSO₄
- Conectate printr-o punte salină (KCl)
Tensiunea electromotoare (t.e.m.) se calculează din potențialele standard de electrod:
- E°celulă = E°catod – E°anod (valori din tabele)
Exemplu (pilă Daniel): Calcul t.e.m. pentru Zn | Zn²⁺ (1M) || Cu²⁺ (1M) | Cu
- Potențiale standard: E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V, E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V
- Anodul (Zn) se oxidează, catodul (Cu) se reduce
- E°celulă = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V
- Reacția globală: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, spontană
Aplicații și concepte cheie
Pilele sunt aplicate în baterii, coroziune și procese electrolitice. Înțelegerea redox și a pilelor stă la baza electrochimiei și a multor procese biologice (respirație celulară, fotosinteză). La BAC, subiectele includ calculul N.O., egalarea ecuațiilor redox și probleme cu pile.
Concepte cheie:
- Număr de oxidare și reguli de calcul
- Semireacții de oxidare și reducere
- Bilanț electronic și egalarea ecuațiilor redox (acid/bazic)
- Pile electrochimice: anod, catod, punte salină, tensiune electromotoare
- Potențial standard de electrod și seria de reactivitate
- Aplicații: baterii, coroziune, electroliză
Verifică-te!
- Care este numărul de oxidare al manganului în ionul permanganat MnO₄⁻ și care sunt regulile aplicate pentru a-l calcula?
- În reacția Fe²⁺ + MnO₄⁻ → Fe³⁺ + Mn²⁺ (mediu acid), care sunt cele două semireacții și câți electroni se transferă în total?
- Într-o pilă Daniel, care este rolul punții saline și cum se calculează tensiunea electromotoare a pilei?