अपचयोपचय अभिक्रियाएं

कक्षा 11 रसायन विज्ञान - त्वरित रिवीजन नोट्स

अध्याय: रेडॉक्स अभिक्रियाएं (Redox Reactions)

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1. रेडॉक्स अभिक्रिया की मूलभूत अवधारणाएं (Basic Concepts)

रेडॉक्स (Redox) शब्द Reduction (अपचयन) तथा Oxidation (ऑक्सीकरण) से मिलकर बना है। ऐसी अभिक्रियाएं जिनमें ऑक्सीकरण और अपचयन दोनों प्रक्रियाएं एक साथ होती हैं, उन्हें रेडॉक्स अभिक्रियाएं कहते हैं।

#### ऑक्सीकरण एवं अपचयन में अंतर:

| लक्षण | ऑक्सीकरण (Oxidation) | अपचयन (Reduction) |

| :--- | :--- | :--- |

| ऑक्सीजन / विद्युत-ऋणी तत्व | जुड़ना (योग) | निकलना (ह्रास) |

| हाइड्रोजन / विद्युत-धनी तत्व | निकलना (ह्रास) | जुड़ना (योग) |

| इलेक्ट्रॉन अवधारणा | इलेक्ट्रॉन का त्याग (Loss of $e^-$) | इलेक्ट्रॉन का ग्रहण (Gain of $e^-$) |

| ऑक्सीकरण संख्या | वृद्धि होती है | कमी होती है |

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2. ऑक्सीकारक एवं अपचायक (Oxidizing and Reducing Agents)

• ऑक्सीकारक (Oxidizing Agent / Oxidant):
• वह पदार्थ जो दूसरे पदार्थ का ऑक्सीकरण करता है और स्वयं अपचयित (Reduce) हो जाता है।
• यह इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है।
• इसकी ऑक्सीकरण संख्या घटती है।
• उदाहरण: KMnO4, K2Cr2O7, O2, Cl2

• अपचायक (Reducing Agent / Reductant):
• वह पदार्थ जो दूसरे पदार्थ का अपचयन करता है और स्वयं ऑक्सीकृत (Oxidize) हो जाता है।
• यह इलेक्ट्रॉन का त्याग करता है।
• इसकी ऑक्सीकरण संख्या बढ़ती है।
• उदाहरण: Na, Zn, H2, C, H2C2O4 (ऑक्सेलिक अम्ल)

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3. ऑक्सीकरण संख्या / ऑक्सीकरण अवस्था (Oxidation Number / State)

किसी यौगिक में किसी परमाणु पर उपस्थित वास्तविक या काल्पनिक आवेश की संख्या को उसकी ऑक्सीकरण संख्या कहते हैं।

#### ऑक्सीकरण संख्या निकालने के नियम:

1. मुक्त/मुक्त तत्व अवस्था: किसी भी तत्व की मुक्त अवस्था में ऑक्सीकरण संख्या शून्य (0) होती है। (जैसे: H2, O2, Cl2, Na, Fe = 0)

2. एक-परमाणुक आयन: आयन पर स्थित आवेश ही उसकी ऑक्सीकरण संख्या होती है। (जैसे: Na^+ = +1, Mg^2+ = +2, Cl^- = -1)

3. क्षार धातुएं (समूह 1): सदैव +1 (Li, Na, K, Rb, Cs)

4. क्षारीय मृदा धातुएं (समूह 2): सदैव +2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

5. फ़्लोरीन (F): सभी यौगिकों में सदैव -1

6. हाइड्रोजन (H):

• अधातुओं के साथ: +1 (जैसे: H2O, HCl)
• धातु हाइड्राइडों में: -1 (जैसे: NaH, CaH2)

7. ऑक्सीजन (O):

• सामान्यतः: -2 (जैसे: H2O)
• परॉक्साइड में: -1 (जैसे: H2O2, Na2O2)
• सुपरॉक्साइड में: -1/2 (जैसे: KO2)
• OF2 में: +2

8. योग नियम:

• किसी उदासीन यौगिक में सभी परमाणुओं की ऑक्सीकरण संख्या का योग = 0
• किसी बहु-परमाणुक आयन में सभी परमाणुओं की ऑक्सीकरण संख्या का योग = आयन का कुल आवेश

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4. महत्वपूर्ण सूत्र एवं गणनाएँ

#### (A) ऑक्सीकरण संख्या ज्ञात करना:

उदा. KMnO4 में Mn की ऑक्सीकरण संख्या ज्ञात करना:

• मान लिया Mn की ऑक्सीकरण संख्या = x
• K का मान = +1, O का मान = -2
• (+1) + x + 4(-2) = 0
• 1 + x - 8 = 0
• x - 7 = 0 $\implies$ x = +7

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5. रेडॉक्स अभिक्रियाओं के प्रकार (Types of Redox Reactions)

1. संयोजन अभिक्रिया (Combination Reactions):

A + B -> C

• उदाहरण: C + O2 -> CO2

2. अपघटन अभिक्रिया (Decomposition Reactions):

C -> A + B

• उदाहरण: 2H2O -> 2H2 + O2

3. विस्थापन अभिक्रिया (Displacement Reactions):

X + YZ -> XZ + Y

• धातु विस्थापन: Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu
• अधातु विस्थापन: 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

4. असमानुपातन अभिक्रिया (Disproportionation Reactions):

वह अभिक्रिया जिसमें एक ही तत्व का ऑक्सीकरण और अपचयन दोनों होता है।

• उदाहरण: 2H2O2 -> 2H2O + O2

(यहाँ ऑक्सीजन की ऑक्सीकरण संख्या -1 से घटकर -2 (अपचयन) और बढ़कर 0 (ऑक्सीकरण) होती है।)

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6. रेडॉक्स अभिक्रियाओं को संतुलित करने की विधियाँ

1. ऑक्सीकरण संख्या विधि (Oxidation Number Method)

2. आयनीकरण-इलेक्ट्रॉन विधि / अर्ध-अभिक्रिया विधि (Ion-Electron / Half-Reaction Method)

#### अर्ध-अभिक्रिया विधि के चरण (अम्लीय माध्यम):

1. कंकाल समीकरण लिखें और इसे दो अर्ध-अभिक्रियाओं (ऑक्सीकरण एवं अपचयन) में तोड़ें।

2. O और H के अलावा अन्य सभी परमाणुओं को संतुलित करें।

3. O परमाणुओं को संतुलित करने के लिए जिस तरफ कमी हो, उधर H2O जोड़ें।

4. H परमाणुओं को संतुलित करने के लिए H^+ जोड़ें।

5. आवेश को संतुलित करने के लिए आवश्यक दिशा में इलेक्ट्रॉन (e^-) जोड़ें।

6. दोनों अर्ध-अभिक्रियाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान करके उन्हें जोड़ दें।

(नोट: क्षारीय माध्यम के लिए जितने H^+ आयन हों, दोनों तरफ उतने ही OH^- आयन जोड़कर पानी बना लें।)

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7. वैद्युतरासायनिक सेल (Electrochemical Cell)

वह युक्ति जो रासायनिक ऊर्जा को विद्युत ऊर्जा में परिवर्तित करती है, उसे गैल्वेनिक सेल या वोल्टीय सेल (उदा. डेनिएल सेल) कहते हैं।

#### महत्वपूर्ण बिंदु (याद रखने की ट्रिक: LOAN):

• L - Left (बायां भाग)
• O - Oxidation (ऑक्सीकरण)
• A - Anode (एनोड - ऋणात्मक ध्रुव)
• N - Negative (ऋणात्मक आवेश)

#### सेल विभव की गणना:

Ecell = Ecathode - E_anode

या

E°cell = E°right - E°_left

• मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड (SHE): इसका मानक इलेक्ट्रोड विभव स्वेच्छा से 0.00 V माना जाता है।

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8. वैद्युत रासायनिक श्रेणी (Electrochemical Series)

विभिन्न इलेक्ट्रोडों को उनके मानक अपचयन विभव ($E^\circ$) के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित करने पर प्राप्त श्रेणी को वैद्युत रासायनिक श्रेणी कहते हैं।

#### मुख्य लक्षण एवं अनुप्रयोग:

1. अपचायक क्षमता: श्रेणी में ऊपर स्थित धातुएं प्रबल अपचायक होती हैं ($E^\circ$ का मान अधिक ऋणात्मक)।

2. ऑक्सीकारक क्षमता: श्रेणी में नीचे स्थित तत्व प्रबल ऑक्सीकारक होते हैं ($E^\circ$ का मान अधिक धनात्मक)।

3. अम्लों से H2 विस्थापन: श्रेणी में हाइड्रोजन से ऊपर स्थित धातुएं तनु अम्लों से H2 गैस विस्थापित करती हैं।

4. धातु विस्थापन: अधिक क्रियाशील धातु (श्रेणी में ऊपर) अपने से कम क्रियाशील धातु (श्रेणी में नीचे) को उसके लवण के विलयन से विस्थापित कर देती है।