Oxidation, reduction and redox equations

歡迎來到氧化與還原的世界！

你好！這一章節——氧化、還原及氧化還原方程式，是化學中最基礎且最重要的課題之一。為什麼呢？因為氧化還原反應無處不在——它們為你的手機電池供電、導致鐵器生鏽，並且對於呼吸作用等生物過程至關重要。

別擔心這些名詞聽起來很深奧！其實，氧化還原反應的核心只是一個涉及電子轉移的化學過程。我們將會逐步拆解如何追蹤這些電子，並寫出描述這種轉移的方程式。讓我們開始吧！

3.1.5 氧化、還原及氧化還原方程式

1. 定義氧化與還原

氧化還原反應 (Redox reaction) 是一種同時發生氧化和還原的反應。你不可能只進行其中之一——這就像一場交易，一方必須失去某些東西（電子），另一方必須獲得它。

關鍵定義（使用「OIL RIG」記憶法！）

為了幫助你記住這些定義，可以使用這個經典的助記詞：

• O I L: Oxidation (氧化) Is Loss of electrons (失去電子).
• R I G: Reduction (還原) Is Gain of electrons (獲得電子).

氧化 (Oxidation) 是指物質失去電子的過程，這會導致其氧化數增加。

還原 (Reduction) 是指物質獲得電子的過程，這會導致其氧化數減少。

氧化劑與還原劑

在氧化還原反應中，我們也會討論涉及到的試劑：

• 氧化劑 (Oxidising Agent)：這是接收電子的化學物種。因為它獲得了電子，氧化劑本身被還原了。
• 還原劑 (Reducing Agent)：這是提供電子的化學物種。因為它失去了電子，還原劑本身被氧化了。

比喻：想像一場銀行搶劫！電子就是金錢。失去金錢的人（被氧化的人）是店員，而搶走金錢的人（氧化劑）就是劫匪，劫匪「被還原」去搶錢。

重點總結：氧化是失去電子（氧化數增加）；還原是獲得電子（氧化數減少）。氧化劑會被還原，還原劑會被氧化。

2. 計算氧化數

追蹤一個元素是否被氧化或還原，最可靠的方法是計算其氧化數 (Oxidation state)。氧化數是指若一個原子所有的鍵結皆為 100% 離子鍵時，該原子所擁有的假想電荷。

指定氧化數的規則

請按照優先順序遵循這些規則。（別擔心，這些規則大部分符合常理！）

1. 純元素：未結合元素的氧化數始終為 0。
   例子： \(Zn\), \(O_2\), \(S_8\)。
2. 離子：簡單離子的氧化數等於其電荷。
   例子： \(Na^+\) 為 +1, \(Cl^-\) 為 -1, \(Cu^{2+}\) 為 +2。
3. 第 1 及第 2 族：
   • 第 1 族金屬（如 Na, K）始終為 +1。
   • 第 2 族金屬（如 Mg, Ca）始終為 +2。
4. 氟：氟 (F) 是電負度最高的元素，始終為 -1。
5. 氫：氫 (H) 通常為 +1，除非它與金屬結合（金屬氫化物，例如 \(NaH\)），此時為 -1。
6. 氧：氧 (O) 通常為 -2。例外情況有：
   • 在過氧化物中（如 \(H_2O_2\)），O 為 -1。
   • 當與氟結合時 (\(OF_2\))，O 為 +2。
7. 中性化合物：中性化合物中所有原子的氧化數總和必須為 0。
8. 多原子離子：多原子離子中所有原子的氧化數總和必須等於該離子的電荷。

逐步範例：找出高錳酸根離子 (\(MnO_4^-\)) 中錳的氧化數

1. 我們知道總電荷為 -1（規則 8）。
2. 我們知道氧通常為 -2（規則 6）。共有四個氧原子。
3. 設錳 (Mn) 的氧化數為 \(x\)。
4. 建立方程式：\(x + 4 \times (-2) = -1\)
5. 解 \(x\)：\(x - 8 = -1\)。因此，\(x = +7\)。

高錳酸根離子 \(MnO_4^-\) 中錳的氧化數為 +7。

3. 書寫半反應式

氧化還原反應通常很複雜，因此我們常將其分為兩個假想步驟，稱為半反應式 (Half-equations)：一個用於氧化，另一個用於還原。這些半反應式明確展示了電子的流動。

逐步指南：在酸性溶液中書寫半反應式

這個過程對於之後合併反應至關重要。我們通常假設反應發生在酸性溶液中，這意味著我們可以使用 \(H^+\) 和 \(H_2O\) 來平衡方程式。

1. 平衡主要原子：平衡除氧 (O) 和氫 (H) 以外的所有原子。
2. 平衡氧 (O)：在需要氧的那一邊加入 \(H_2O\) 分子。
3. 平衡氫 (H)：在需要氫的那一邊加入 \(H^+\) 離子。
4. 平衡電荷（電子，\(e^-\)）：在總電荷較正的一邊加入電子 (\(e^-\))，使兩側電荷相等。

例子：重鉻酸根離子的還原 (\(Cr_2O_7^{2-} \rightarrow Cr^{3+}\))

1. 平衡 Cr：\(\boldsymbol{Cr_2O_7^{2-}} \rightarrow \boldsymbol{2Cr^{3+}}\)
2. 平衡 O (加入 \(H_2O\))：\(Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+} + \boldsymbol{7H_2O}\)
3. 平衡 H (加入 \(H^+\))：\(\boldsymbol{14H^+} + Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O\)
4. 平衡電荷：
   • 左側電荷：\(14(+1) + (-2) = +12\)
   • 右側電荷：\(2(+3) + 0 = +6\)
   • 需要在左側（還原側）加入 6 個電子：
   \[6e^- + 14H^+ + Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O\]

由於電子被獲得，這證實了這是一個還原半反應式。

4. 合併半反應式為完整的氧化還原方程式

描述氧化還原反應的最後一步是將分開的氧化和還原半反應式合併為一個總方程式。

這裡的關鍵原則是：失去的電子必須等於獲得的電子。在最終方程式中，電子必須完全抵銷。

逐步指南：合併半反應式

1. 寫出平衡的半反應式，分別用於氧化和還原過程。
2. 乘以其中一個或兩個半反應式，使失去的電子數等於獲得的電子數。
3. 將兩個方程式相加，並抵銷箭號兩側相同的物種（如電子、\(H^+\) 或 \(H_2O\)）。

例子：金屬鋅 (Zn) 與銅離子 (\(Cu^{2+}\)) 之間的反應

A. 氧化（失去）：金屬鋅失去兩個電子形成鋅離子。

\[Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-\]

B. 還原（獲得）：銅離子獲得兩個電子形成金屬銅。

\[Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)\]

C. 合併：由於兩個方程式都涉及 2 個電子，我們可以簡單地相加並抵銷電子。

\[Zn(s) + Cu^{2+}(aq) + \cancel{2e^-} \rightarrow Zn^{2+}(aq) + \cancel{2e^-} + Cu(s)\]

總氧化還原方程式：

\[Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)\]

你知道嗎？ 氧化還原反應是腐蝕（如生鏽）的基礎。生鏽發生在鐵被氧化（失去電子）且氧被還原（獲得電子）時，水和鹽分通常會加速這一過程！

較難的例子：合併鎂（氧化）與重鉻酸根（還原）

讓我們使用剛才的重鉻酸根還原反應和鎂的氧化反應 (\(Mg \rightarrow Mg^{2+}\))：

1. 半反應式：

氧化： \[Mg \rightarrow Mg^{2+} + \boldsymbol{2e^-}\]

還原： \[\boldsymbol{6e^-} + 14H^+ + Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O\]

2. 電子數相等：

電子數兩側都需要是 6 個。我們必須將氧化反應方程式乘以 3。

新的氧化方程式： \[3Mg \rightarrow 3Mg^{2+} + \boldsymbol{6e^-}\]

3. 合併並抵銷：

\[3Mg + \cancel{6e^-} + 14H^+ + Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 3Mg^{2+} + \cancel{6e^-} + 2Cr^{3+} + 7H_2O\]

總氧化還原方程式：

\[3Mg + 14H^+ + Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 3Mg^{2+} + 2Cr^{3+} + 7H_2O\]

這種逐步方法能確保你考慮到所有原子，最重要的是，考慮到電子的流動！

重點總結：半反應式明確顯示了電子轉移。合併方程式時，請確保氧化中失去的電子總數完全等於還原中獲得的電子總數。這就是電荷守恆定律！