GSEB Class 11 Chemistry Solutions Chapter 8 રેડોક્ષ પ્રક્રિયાઓ

 

Question 1. દર્શાવેલી સ્પિસીઝમાં લીટી દોરેલા દરેક તત્ત્વના ઑક્સિડેશન આંક નક્કી કરો :
(a) \( \text{NaH}_2\text{PO}_4 \)
(b) \( \text{NaHSO}_4 \)
(c) \( \text{H}_4\text{P}_2\text{O}_7 \)
(d) \( \text{K}_2\text{MnO}_4 \)
(e) \( \text{CaO}_2 \)
(f) \( \text{NaBH}_4 \)
(g) \( \text{H}_2\text{S}_2\text{O}_7 \)
(h) \( \text{KAl}(\text{SO}_4)_2 \cdot 12\text{H}_2\text{O} \)
Answer:
(a) \( \text{NaH}_2\text{PO}_4 \)
\( 1(\text{Na}) + 2(\text{H}) + (\text{P}) + 4(\text{O}) = 0 \)
\( 1(+1) + 2(+1) + (\text{P}) + 4(-2) = 0 \)
\( 1 + 2 + \text{P} - 8 = 0 \)
\( \text{P} = +5 \)
(b) \( \text{NaHSO}_4 \)
\( (+1) + (+1) + (\text{S}) + 4(-2) = 0 \)
\( +2 + \text{S} - 8 = 0 \)
\( \text{S} = +6 \)
(c) \( \text{H}_4\text{P}_2\text{O}_7 \)
\( 4(+1) + 2(\text{P}) + 7(-2) = 0 \)
\( 4 + 2\text{P} - 14 = 0 \)
\( 2\text{P} - 10 = 0 \)
\( \text{P} = +5 \)
(d) \( \text{K}_2\text{MnO}_4 \)
\( 2(+1) + \text{Mn} + 4(-2) = 0 \)
\( +2 + \text{Mn} - 8 = 0 \)
\( \text{Mn} = +6 \)
(e) \( \text{CaO}_2 \)
\( \text{Ca} + 2(-1) = 0 \)
\( \text{x} = +2 \)
(f) \( \text{NaBH}_4 \)
\( 1(+1) + \text{B} + 4(-1) = 0 \)
\( \text{B} = +3 \)
(g) \( \text{H}_2\text{S}_2\text{O}_7 \)
\( 2(+1) + 2(\text{S}) + 7(-2) = 0 \)
\( \text{x} = +6 \)
(h) \( \text{KAl}(\text{SO}_4)_2 \cdot 12\text{H}_2\text{O} \)
\( 1 + 3 + 2(\text{S}) + (-2) + 12(2 \times 1 - 2) = 0 \)
\( \text{S} = +6 \)
અથવા
\( \text{H}_2\text{O} \) તટસ્થ અણુ હોવાથી કુલ વીજભાર શૂન્ય થાય.
\( 1 + 3 + 2(\text{S}) + 8(-2) = 0 \)
\( \text{S} = +6 \)
In simple words: ઑક્સિડેશન આંક નક્કી કરવા માટે, દરેક પરમાણુનો સામાન્ય ઑક્સિડેશન આંક ધ્યાનમાં લો. પછી, સંયોજનનો કુલ વીજભાર શૂન્ય છે તેની ધારણા કરીને અજાણ્યા તત્વનો ઑક્સિડેશન આંક ગણો.

Exam Tip: Remember common oxidation states like \( \text{Na} = +1 \), \( \text{H} = +1 \) (except in metal hydrides), \( \text{O} = -2 \) (except in peroxides and fluorides) to quickly calculate unknown states.

 

Question 2. નીચે દર્શાવેલાં સંયોજનોમાં લીટી દોરેલા દરેક તત્ત્વના ઑક્સિડેશન આંક શું હશે ? તમે પરિણામો કેવી રીતે મેળવ્યા તે સમજાવો :
(a) \( \text{KI}_3 \)
(b) \( \text{H}_2\text{S}_4\text{O}_6 \)
(c) \( \text{Fe}_3\text{O}_4 \)
(d) \( \text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} \)
(e) \( \text{CH}_3\text{COOH} \)
Answer:
(a) \( \text{KI}_3 \): અહીં \( \text{K} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( = +1 \) છે.
તેથી \( \text{I} \) નો સરેરાશ ઑક્સિડેશન આંક \( = -\frac{1}{3} \). પરંતુ \( \text{I} \) નો ઑક્સિડેશન આંક અપૂર્ણાંક ન હોય.
\( \text{K}^+[\text{I}^- \leftarrow \text{I}]^- \)
અહીં \( \text{KI}_3 \) ના બંધારણમાં \( \text{I}_2 \) અને \( \text{I}^- \) વચ્ચે સહસંયોજક બંધ બને છે. \( \text{I}_2 \) અણુનો ઑક્સિડેશન આંક શૂન્ય છે.
આથી \( \text{I} \) આયોડિનનો ઑક્સિડેશન આંક \( -1 \) થાય. જ્યારે \( \text{KI}_3 \) માં રહેલો ત્રણ આયોડિનનો ઑક્સિડેશન આંક અનુક્રમે \( 0, 0 \) અને \( -1 \) થાય.
(b) \( \text{H}_2\text{S}_4\text{O}_6 \): અહીં \( \text{S} \) ચાર પરમાણુનો ઑક્સિડેશન આંક સમાન શક્ય ન હોય.
બંધારણ :
H-O-\(\overset{0}{|}\)S-\(\overset{0}{|}\)S-\(\overset{0}{|}\)S-\(\overset{0}{|}\)S-O-H
અહીં \( \text{S} - \text{S} \) બંધથી જોડાયેલ વચ્ચેના બે \( \text{S} \) પરમાણુના ઑક્સિડેશન આંક શૂન્ય થશે. જ્યારે બાકીના \( \text{S} \) નો \( +5 \) થશે.
(c) \( \text{Fe}_3\text{O}_4 \): \( 3\text{Fe} + 4(\text{O}) = 0 \)
\( 3\text{F} + 4(-2) = 0 \)
\( \text{x} = +\frac{8}{3} \)
હવે તત્ત્વયોગમિતીય પ્રમાણે :
\( \text{Fe}_3\text{O}_4 = \text{FeO} \cdot \text{Fe}_2\text{O}_3 \)
\( \text{FeO} \rightarrow \text{e} + (-2) = 0 \)
\( \text{Fe} = +2 \)
\( \text{Fe}_2\text{O}_3 \rightarrow 2\text{Fe} + 3(-2) = 0 \)
\( 2\text{Fe} - 6 = 0 \)
\( 2\text{Fe} = +6 \)
\( \text{Fe} = +3 \)
(d) \( \text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} = \text{C}_2\text{H}_6\text{O} \)
\( 2(\text{C}) + 6(+1) + 1(-2) = 0 \)
\( 2(\text{C}) + 6 - 2 = 0 \)
\( 2(\text{C}) + 4 = 0 \)
\( \text{C} = -2 \)
બંધારણ :
H H
|
H-C-C-OH
|
H H
અહીં \( \text{C}_2 \) એ બન્ને \( \text{H} \) પરમાણુ અને એક \( \text{CH}_2\text{OH} \) સમૂહ સાથે જોડાયેલ છે.
\( \text{C}_2 \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( = 3(+1) + \text{C}_2 + 1(-1) = 0 \)
\( \text{C}_2 = -2 \)
અહીં \( \text{C}_1 \) એ એક \( \text{OH} \) (ઑ.આંક \( -1 \)) અને એક \( -\text{CH}_3 \) (ઑ.આંક \( +1 \)) સાથે જોડાયેલ છે.
\( \text{C}_1 \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( = +1 + 2(+1) + \text{C}_1 + 1(-1) = 0 \)
\( \text{C}_1 = -2 \)
(e) \( \text{CH}_3\text{COOH} = \text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2 \)
\( 2\text{C} + 4(+1) + 2(-2) = 0 \)
\( 2\text{C} + 4 - 4 = 0 \)
\( \text{C} = 0 \)
બંધારણ :
H
|
H-C-\(\overset{0}{|}\)C-OH
|
H
અહીં \( \text{C}_2 \) એ ત્રણ \( \text{H} \) પરમાણુ અને એક \( -\text{COOH} \) સમૂહ સાથે જોડાયેલ છે.
\( \text{C}_2 \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( = 3(+1) + \text{C}_2 + 1(-1) = 0 \)
\( \text{C}_2 = -2 \)
અહીં \( \text{C}_1 \) એ દ્વિબંધથી એક ઑક્સિજન પરમાણુ સાથે અને એક \( \text{OH} \) સમૂહ અને એક \( \text{CH}_3 \) (ઑક્સિડેશન આંક \( = +1 \)) સાથે જોડાયેલ છે. તેથી
\( \text{C}_1 \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( = +1 + \text{C}_1 + 1(-2) + 1(-1) = 0 \)
\( \text{C}_1 = +2 \)
In simple words: કેટલાક સંયોજનોમાં, પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધને કારણે ઑક્સિડેશન આંક સરેરાશ ન હોઈ શકે. આ કિસ્સામાં, દરેક પરમાણુના વાસ્તવિક ઑક્સિડેશન આંકને તેના બંધારણના આધારે નક્કી કરાય છે.

Exam Tip: For complex molecules, drawing the Lewis structure helps determine individual oxidation states, especially when formal charges or different bonding environments exist.

 

Question 3. નીચે દર્શાવેલી પ્રક્રિયાઓ રેડોક્ષ પ્રક્રિયાઓ છે, તેનું વાજબીપણું પુરવાર કરો :
(a) \( \text{CuO(s)} + \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow \text{Cu(s)} + \text{H}_2\text{O(g)} \)
(b) \( \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} + 3\text{CO(g)} \rightarrow 2\text{Fe(s)} + 3\text{CO}_2\text{(g)} \)
(c) \( 4\text{BCl}_3\text{(g)} + 3\text{LiAlH}_4\text{(s)} \rightarrow 2\text{B}_2\text{H}_6\text{(g)} + 3\text{LiCl(s)} + 3\text{AlCl}_3\text{(s)} \)
(d) \( 2\text{K(s)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2\text{K}^+\text{F}^-\text{(s)} \)
(e) \( 4\text{NH}_3\text{(g)} + 5\text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 4\text{NO(g)} + 6\text{H}_2\text{O(g)} \)
Answer:
(a) \( \text{CuO(s)} + \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow \text{Cu(s)} + \text{H}_2\text{O(g)} \)
\( \overset{+2}{-2}{\text{CuO(s)}} + \overset{0}{\text{H}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{0}{\text{Cu(s)}} + \overset{+1}{-2}{\text{H}_2\text{O(g)}} \)
અહીં \( \text{CuO} \) માંથી \( \text{O} \) દૂર થાય છે. તેથી \( \text{Cu} \) નું રિડક્શન કરે છે. જ્યારે \( \text{O} \) એ \( \text{H}_2 \) માં ઉમેરાઈને \( \text{H}_2\text{O} \) ઉત્પન્ન કરે છે. તેથી તેનું ઑક્સિડેશન થાય છે.
આથી અહીં \( \text{Cu} \) નો ઑક્સિડેશન આંક ઘટીને \( +2 \) માંથી \( 0 \) થાય છે. આથી તેનું રિડક્શન થાય છે.
જ્યારે \( \text{H} \) નો ઑ.આંક \( 0 \) માંથી વધીને \( +1 \) થાય છે. આથી તેનું ઑક્સિડેશન થાય છે.
આમ, આપેલ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
(b) \( \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} + 3\text{CO(g)} \rightarrow 2\text{Fe(s)} + 3\text{CO}_2\text{(g)} \)
\( \overset{+3}{-2}{\text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)}} + \overset{+2}{-2}{3\text{CO(g)}} \rightarrow \overset{0}{2\text{Fe(s)}} + \overset{+4}{-2}{3\text{CO}_2\text{(g)}} \)
અહીં \( \text{Fe} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +3 \) માંથી ઘટીને \( 0 \) થાય છે. જ્યારે \( \text{C} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +2 \) માંથી વધીને \( +4 \) થાય છે.
બીજું \( \text{O} \) એ \( \text{Fe}_2\text{O}_3 \) માંથી દૂર થાય છે અને \( \text{CO} \) માં ઉમેરાય છે. તેથી \( \text{Fe}_2\text{O}_3 \) નું રિડક્શન થાય છે અને \( \text{CO} \) નું ઑક્સિડેશન થાય છે.
આમ, આપેલ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
(c) \( 4\text{BCl}_3\text{(g)} + 3\text{LiAlH}_4\text{(s)} \rightarrow 2\text{B}_2\text{H}_6\text{(g)} + 3\text{LiCl(s)} + 3\text{AlCl}_3\text{(s)} \)
\( 4\overset{+3}{-1}{\text{BCl}_3\text{(g)}} + 3\overset{+1}{-1}{\text{LiAlH}_4\text{(s)}} \rightarrow \overset{+1}{-1}{2\text{B}_2\text{H}_6\text{(g)}} + \overset{+1}{-1}{3\text{LiCl(s)}} + \overset{+3}{-1}{3\text{AlCl}_3\text{(s)}} \)
અહીં \( \text{B} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +3 \) માંથી ઘટીને \( -3 \) થાય છે આથી તેનું રિડક્શન થાય છે.
આ જ રીતે \( \text{H} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( -1 \) માંથી વધીને \( +1 \) થાય છે. આથી તેનું ઑક્સિડેશન થાય છે.
બીજું \( \text{H} \) એ \( \text{BCl}_3 \) માં ઉમેરાય છે અને \( \text{LiAlH}_4 \) માંથી \( \text{H} \) દૂર થાય છે.
આમ, આપેલ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
(d) \( 2\text{K(s)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2\text{K}^+\text{F}^-\text{(s)} \)
\( \overset{0}{2\text{K(s)}} + \overset{0}{\text{F}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+1}{-1}{2\text{K}^+\text{F}^-\text{(s)}} \)
\( \text{K} \) નો ઑ.આંક \( 0 \) માંથી વધીને \( +1 \) થાય છે અને \( \text{F} \) નો ઑ.આંક \( 0 \) માંથી ઘટીને \( -1 \) થાય છે.
તથા \( \text{K} \) નું ઑક્સિડેશન અને \( \text{F} \) નું રિડક્શન થાય છે.
આમ, આપેલ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
(e) \( 4\text{NH}_3\text{(g)} + 5\text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 4\text{NO(g)} + 6\text{H}_2\text{O(g)} \)
\( 4\overset{-3}{+1}{\text{NH}_3\text{(g)}} + \overset{0}{5\text{O}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+2}{-2}{4\text{NO(g)}} + \overset{+1}{-2}{6\text{H}_2\text{O(g)}} \)
અહીં \( \text{N} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( -3 \) માંથી વધીને \( +2 \) થાય છે. તેથી તેનું ઑક્સિડેશન થાય છે.
\( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( 0 \) માંથી ઘટીને \( -2 \) થાય છે. તેથી તેનું રિડક્શન થાય છે.
આ ઉપરાંત \( \text{H} \) એ \( \text{NH}_3 \) માંથી દૂર થઈ ઉમેરાય છે. તેથી \( \text{NH}_3 \) નું ઑક્સિડેશન અને \( \text{O}_2 \) નું રિડક્શન થાય છે.
આપેલ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
In simple words: રેડોક્ષ પ્રક્રિયાઓ તે છે જ્યાં અણુઓ અથવા આયનો ઇલેક્ટ્રોન મેળવીને અથવા ગુમાવીને તેમના ઑક્સિડેશન આંક બદલે છે. ઑક્સિડેશનમાં ઑક્સિડેશન આંક વધે છે, જ્યારે રિડક્શનમાં ઑક્સિડેશન આંક ઘટે છે.

Exam Tip: To prove a reaction is redox, assign oxidation states to all atoms in reactants and products. If any oxidation state changes, it's a redox reaction.

 

Question 4. ફ્લોરિન બરફ સાથે પ્રક્રિયા કરી નીચે દર્શાવ્યા મુજબનું પરિવર્તન લાવે છે. \( \text{H}_2\text{O(s)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow \text{HF(g)} + \text{HOF(g)} \) આ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે તેનું વાજબીપણું પુરવાર કરો.
Answer:
\( \overset{+1}{-2}{\text{H}_2\text{O(s)}} + \overset{0}{\text{F}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+1}{-1}{\text{HF(g)}} + \overset{+1}{-1}{\text{HOF(g)}} \)
અહીં \( \text{F} \) નો ઑક્સિડેશન આંક (\( \text{F}_2 \)) \( 0 \) માંથી ઘટીને (\( \text{HF} \)) \( -1 \) થાય છે અને \( \text{HOF} \) માં \( +1 \) થાય છે.
આથી \( \text{F} \) નું ઑક્સિડેશન અને રિડક્શન બંને થાય છે.
આથી તે વિષમીકરણ પ્રકારની રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
In simple words: આ પ્રક્રિયામાં ફ્લોરિનનો ઑક્સિડેશન આંક શૂન્યથી ઘટીને -1 અને વધીને +1 બંને થાય છે. આનો અર્થ છે કે ફ્લોરિનનું એક જ સમયે ઑક્સિડેશન અને રિડક્શન બંને થાય છે. આવી પ્રક્રિયાને વિષમીકરણ પ્રક્રિયા કહેવાય છે.

Exam Tip: Disproportionation reactions involve a single element being both oxidized and reduced. Always assign oxidation states to all atoms to identify these changes.

 

Question 5. \( \text{H}_2\text{SO}_5, \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \) અને \( \text{NO}_3^- \) માં રહેના સલ્ફર, ક્રોમિયમ અને નાઇટ્રોજન તત્ત્વોના ઑક્સિડેશન આંકની ગણતરી કરો. આ સંયોજનોના બંધારણીય સૂત્રો સૂચવો. ખોટા તર્કને સ્પષ્ટ કરો.
Answer:
(i) \( \text{H}_2\text{SO}_5 \):
પરંપરાગત રીતે : \( \text{H}_2\text{SO}_5 = 2(+1) + \text{S} + 5(-2) = 0 \)
\( \text{S} = +8 \)
જે અશક્ય છે. કારણ કે \( \text{S} \) નો મહત્તમ ઑક્સિડેશન આંક \( +6 \) કરતાં વધુ હોઈ શકે નહીં.
બંધારણની રીતે \( \text{H}_2\text{SO}_5 \) નું બંધારણ :
H-O-\(\overset{0}{|}\)S-\(\overset{-1}{|}\)O-\(\overset{-1}{|}\)O-H
\( 2(+1) + \text{S} + 2(\text{પરૉક્સિડ } \text{O}) + 3(\text{O}) = 0 \)
\( 2(+1) + \text{S} + 2(-1) + 3(-2) = 0 \)
\( +2 + \text{S} - 2 - 6 = 0 \)
\( \text{S} = +6 \)
(ii) \( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \):
પરંપરાગત રીતે : \( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} = 2\text{Cr} + 7(-2) = -2 \)
\( 2\text{Cr} - 14 = -2 \)
\( \text{Cr} = +6 \)
રાસાયણિક બંધારણ :
\(\overset{-2}{\text{O}}={\text{Cr}}-\overset{-2}{\text{O}}-\overset{-2}{\text{Cr}}=\overset{-2}{\text{O}^2}\)
(iii) \( \text{NO}_3^- \):
પરંપરાગત રીતે : \( \text{NO}_3^- = \text{N} + 3(-2) = -1 \)
\( \text{N} = +5 \)
રાસાયણિક બંધારણ :
\(\overset{-1}{\text{O}}-\overset{0}{\text{N}}=\overset{-2}{\text{O}}\)
In simple words: તત્વના ઑક્સિડેશન આંકની ગણતરી કરતી વખતે, તેના બંધારણને ધ્યાનમાં લેવું મહત્વપૂર્ણ છે. કેટલાક સંયોજનોમાં, સરેરાશ ઑક્સિડેશન આંક સાચો ન હોઈ શકે, તેથી પરમાણુ દીઠ ચોક્કસ ઑક્સિડેશન આંક શોધવા માટે બંધારણનું વિશ્લેષણ કરો.

Exam Tip: For compounds with peroxide linkages or unusual bonding, using the structural formula to calculate individual oxidation states for each atom is crucial, as the average oxidation state can be misleading.

 

Question 6. નીચે દર્શાવેલાં સંયોજનોનાં સૂત્રો લખો : (સ્વાધ્યાય-8.6)
(a) મરક્યુરી (II) ક્લોરાઇડ
(b) નિકલ (II) સલ્ફેટ
(c) ટીન (IV) ઑક્સાઇડ
(d) થેલિયમ (I) સલ્ફેટ
(e) આયર્ન (III) સલ્ફેટ
(f) ક્રોમિયમ (III) ઑક્સાઇડ
Answer:
(a) મરક્યુરી (II) ક્લોરાઇડ – \( \text{Hg(II)Cl}_2 \)
(b) નિકલ (II) સલ્ફેટ – \( \text{Ni(II)SO}_4 \)
(c) ટીન (IV) ઑક્સાઇડ – \( \text{Sn(IV)O}_2 \)
(d) થેલિયમ (I) સલ્ફેટ – \( \text{Tl}_2\text{(I)SO}_4 \)
(e) આયર્ન (III) સલ્ફેટ – \( \text{Fe}_2\text{(III)(SO}_4)_3 \)
(f) ક્રોમિયમ (III) ઑક્સાઇડ – \( \text{Cr}_2\text{(III)O}_3 \)
In simple words: રોમન અંકો દર્શાવે છે કે ધાતુનો ઑક્સિડેશન આંક શું છે. ક્લોરાઇડ (Cl), સલ્ફેટ (SO4) અને ઑક્સાઇડ (O) જેવા જાણીતા એનાયનો સાથે આ ઑક્સિડેશન આંકને જોડીને સંયોજનનું સૂત્ર બનાવો.

Exam Tip: When writing chemical formulas from names, use the Roman numeral to determine the metal's charge and balance it with the charge of the anion (e.g., chloride, sulfate, oxide).

 

Question 7. એવા સંયોજનોની યાદી તૈયાર કરો કે જેમાં કાર્બન પરમાણુ -4 થી +4 સુધીની અને નાઇટ્રોજન પરમાણુ −3 થી +5 સુધીની ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવતા હોય. (સ્વાધ્યાય-8.7)
Answer:
કાર્બનનો ઑક્સિડેશન આંક

નાઇટ્રોજનનો ઑક્સિડેશન આંક

In simple words: ઘણા તત્વો જુદા જુદા ઑક્સિડેશન આંક દર્શાવે છે. કાર્બન -4 થી +4 સુધીના ઑક્સિડેશન આંકમાં મળી શકે છે, જ્યારે નાઇટ્રોજન -3 થી +5 સુધીના ઑક્સિડેશન આંકમાં મળી શકે છે. દરેક આંક માટેના કેટલાક સંયોજનો આ કોષ્ટકોમાં દર્શાવ્યા છે.

Exam Tip: For elements like carbon and nitrogen, understanding their variable oxidation states across different compounds is key. Practice calculating these states in various organic and inorganic molecules.

 

Question 8. સલ્ફર ડાયોક્સાઇડ અને હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડ તેઓની પ્રક્રિયામાં ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા એમ બંને રીતે પ્રક્રિયા કરે છે જ્યારે ઓઝોન અને નાઇટ્રિક એસિડ માત્ર ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે. શા માટે ?
Answer:
(a) \( \text{SO}_2 \): \( \text{SO}_2 \) માં \( \text{S} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +4 \) છે. \( \text{S} \) એ ન્યૂનતમ \( -2 \) અને મહત્તમ \( +6 \) ઑક્સિડેશન આંક ધરાવી શકે છે. તેથી \( \text{SO}_2 \) માં \( \text{S} \) નો ઑક્સિડેશન આંક વધી અથવા ઘટી શકે છે. તેથી \( \text{S} \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા તરીકે વર્તે છે.
(b) \( \text{H}_2\text{O}_2 \): \( \text{H}_2\text{O}_2 \) માં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( -1 \) છે. સામાન્ય રીતે \( \text{O} \) નો ન્યૂનતમ ઑક્સિડેશન આંક \( -2 \) અને મહત્તમ ઑક્સિડેશન આંક \( 0 \) છે. (અપવાદ : \( \text{O}_2\text{F}_2 \) માં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક અનુક્રમે \( -1 \) અને \( +2 \) ગણવો.)
આથી \( \text{H}_2\text{O}_2 \) માં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( -1 \) થી વધીને \( 0 \) થાય અને \( -1 \) થી ઘટીને \( -2 \) થાય. આમ, \( \text{H}_2\text{O}_2 \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા તરીકે વર્તે છે.
(c) \( \text{O}_3 \): \( \text{O}_3 \) માં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક શૂન્ય છે. આથી અહીં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક શૂન્યથી ઘટીને \( -1 \) અથવા \( -2 \) થાય છે. આથી ફક્ત ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે.
(d) \( \text{HNO}_3 \): \( \text{HNO}_3 \) માં \( \text{N} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +5 \) છે. તેથી તેનો ઑક્સિડેશન આંક ફક્ત ઘટી શકે છે. આથી \( \text{HNO}_3 \) ફક્ત ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે.
In simple words: કોઈ તત્વ ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા બંને તરીકે વર્તી શકે છે જો તેનો ઑક્સિડેશન આંક મધ્યમ હોય, જે વધી કે ઘટી શકે. જો તેનો ઑક્સિડેશન આંક તેની મહત્તમ અવસ્થામાં હોય, તો તે ફક્ત રિડ્યુસ થઈ શકે છે (એટલે ​​કે તે માત્ર ઑક્સિડેશનકર્તા છે). જો તે તેની ન્યૂનતમ અવસ્થામાં હોય, તો તે ફક્ત ઑક્સિડાઇઝ થઈ શકે છે (એટલે ​​કે તે માત્ર રિડક્શનકર્તા છે).

Exam Tip: The ability of a substance to act as an oxidizing or reducing agent depends on the oxidation state of its central atom. If the central atom is at its maximum oxidation state, it can only be reduced (oxidizing agent). If it's at its minimum, it can only be oxidized (reducing agent).

 

Question 9. નીચે દર્શાવેલી પ્રક્રિયાઓ અંગે વિચાર કરો :
(a) પ્રકાશસંશ્લેષણ પ્રક્રિયા: \( 6\text{CO}_2\text{(g)} + 12\text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6\text{(aq)} + 6\text{H}_2\text{O(l)} + 6\text{O}_2\text{(g)} \)
(b) ઓઝોન અને હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડની પ્રક્રિયા: \( \text{O}_3\text{(g)} + \text{H}_2\text{O}_2\text{(l)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(l)} + 2\text{O}_2\text{(g)} \)
આ પ્રક્રિયાઓને નીચે મુજબ લખવી શા માટે વધુ ઉચિત છે ?
(a) \( 6\text{CO}_2\text{(g)} + 12\text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6\text{(aq)} + 6\text{H}_2\text{O(l)} + 6\text{O}_2\text{(g)} \)
(b) \( \text{O}_3\text{(g)} + \text{H}_2\text{O}_2\text{(l)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(l)} + \text{O}_2\text{(g)} \)
ઉપરોક્ત રેડોક્ષ પ્રક્રિયા (a) અને (b) ના પથ નક્કી કરવાની પ્રવિધિ પણ સૂચવો.
Answer:
(a) પ્રકાશસંશ્લેષણની પ્રક્રિયા ખૂબ જ જટિલ છે અને તે સામાન્ય રીતે બે ભાગમાં થાય છે.
સોપાન – 1 : \( \text{H}_2\text{O} \) નું ક્લોરોફિલની હાજરીમાં વિઘટન થઈ \( \text{H}_2 \) અને \( \text{O}_2 \) આપે છે.
\( 12\text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow 12\text{H}_2\text{(g)} + 6\text{O}_2\text{(g)} \)
સોપાન – 2 : \( \text{H}_2 \) એ \( \text{CO}_2 \) નું \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 \) માં રિડક્શન કરે છે. અને કેટલાક પાણીના અણુઓ ઉત્પન્ન થાય છે.
\( 6\text{CO}_2\text{(g)} + 12\text{H}_2\text{(g)} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6\text{(s)} + 6\text{H}_2\text{O (l)} \)
તેથી પ્રકાશસંશ્લેષણની પ્રક્રિયા માટે આ કુલ પ્રક્રિયા સમીકરણ લખવું વધુ યોગ્ય છે. આમ એક મોલ કાર્બોહાઇડ્રેટના ઉત્પાદન માટે \( 12\text{H}_2\text{O} \) વપરાય છે અને \( 6\text{H}_2\text{O} \) ઉત્પન્ન થાય છે.
\( 6\text{CO}_2\text{(g)} + 12\text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6\text{(s)} + 6\text{H}_2\text{O(l)} + 6\text{O}_2\text{(g)} \)
(b) \( \text{O}_2 \) બે વખત લખવાનો હેતુ એ છે કે \( \text{O}_2 \) એ જુદા જુદા પ્રક્રિયકમાંથી મળતો હોવો જોઈએ.
\( \text{O}_3\text{(g)} \rightarrow \text{O}_2\text{(g)} + \text{O(g)} \)
\( \text{H}_2\text{O}_2 + \text{O(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(l)} + \text{O}_2\text{(g)} \)
\( \text{O}_3\text{(g)} + \text{H}_2\text{O}_2\text{(l)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(l)} + \text{O}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \)
પ્રક્રિયા (a) નો પથ નક્કી કરવા માટે \( \text{H}_2\text{O}^{18} \) અથવા \( \text{H}_2\text{O} \) નો ઉપયોગ થાય છે.
પ્રક્રિયા (b) નો પથ નક્કી કરવા માટે \( \text{H}_2\text{O}_2^{18} \) અથવા \( \text{O}_3^{18} \) નો ઉપયોગ થાય છે.
In simple words: રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓ લખતી વખતે, આપણે સમીકરણની સંપૂર્ણતા અને સંતુલન સુનિશ્ચિત કરીએ છીએ. પ્રક્રિયાના પથને સમજવા માટે, કેટલીકવાર સમસ્થાનિક ટ્રેસિંગ પદ્ધતિઓનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે.

Exam Tip: For complex reactions, balancing the equation is essential. Isotopic labeling experiments (like using \( \text{H}_2\text{O}^{18} \)) are often used to trace the path of atoms and understand reaction mechanisms.

 

Question 10. \( \text{AgF}_2 \) અસ્થાયી સંયોજન છે. જો તે બની જાય તો આ સંયોજન પ્રબળ ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે. શા માટે ?
Answer:
\( \text{AgF}_2 \) માં \( \text{Ag} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +2 \) છે જે ખૂબ જ અસ્થાયી છે. તેથી ઝડપથી \( \text{e}^- \) સ્વીકારીને વધુ સ્થાયી \( +1 \) ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવે છે.
\( \text{Ag}^{+2} + \text{e}^- \rightarrow \text{Ag}^+ \)
આથી \( \text{AgF}_2 \) એ પ્રબળ ઑક્સિડેશનકર્તા છે.
In simple words: \( \text{AgF}_2 \) માં સિલ્વરનો ઑક્સિડેશન આંક +2 છે, જે સ્થિર નથી. સિલ્વર +1 ઑક્સિડેશન આંકમાં વધુ સ્થિર રહે છે. તેથી, \( \text{AgF}_2 \) સરળતાથી ઇલેક્ટ્રોન મેળવીને +1 માં રૂપાંતરિત થાય છે, જેના કારણે તે એક સારો ઑક્સિડેશનકર્તા બને છે.

Exam Tip: Remember that elements tend to achieve more stable oxidation states. If a compound has an element in an unusually high and unstable oxidation state, it will likely act as a strong oxidizing agent to reduce itself to a more stable state.

 

Question 11. જ્યારે ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા વચ્ચે પ્રક્રિયા થાય છે ત્યારે જો રિડક્શનકર્તાનું પ્રમાણ વધારે હોય તો નિગ્નતર ઓક્સિડેશન અવસ્થાવાળું સંયોજન બને છે. જ્યારે ઑક્સિડેશનકર્તાનું પ્રમાણ વધારે હોય તો ઉચ્ચતર ઑક્સિડેશન અવસ્થાવાળું સંયોજન બને છે. આ વિધાનનું વાજબીપણું ત્રણ ઉદાહરણો આપીને પુરવાર કરો.
Answer:
(a) \( \text{C} \) એ રિડક્શનકર્તા છે, જ્યારે \( \text{O}_2 \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. વધુ પ્રમાણમાં \( \text{C} \) એ અપૂરતા પ્રમાણમાં ઑક્સિજન સાથે સંયોજાઈ \( \text{CO} \) બનાવે છે. જેમાં \( \text{C} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +2 \) છે.
જ્યારે વધુ પ્રમાણમાં \( \text{O}_2 \) સાથે \( \text{C} \) સંયોજાઈને \( \text{CO}_2 \) બનાવે છે. જેમાં \( \text{C} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +4 \) છે.
\( \overset{0}{2\text{C(s)}} + \overset{0}{\text{O}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+2}{-2}{2\text{CO(g)}} \) (વધુ પ્રમાણ \( \text{C} \))
\( \overset{0}{\text{C(s)}} + \overset{0}{\text{O}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+4}{-2}{\text{CO}_2\text{(g)}} \) (વધુ પ્રમાણ \( \text{O}_2 \))
(b) \( \text{P}_4 \) એ રિડક્શનકર્તા છે જ્યારે \( \text{Cl}_2 \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. જ્યારે વધુ પ્રમાણમાં \( \text{P}_4 \) નો ઉપયોગ થાય ત્યારે \( \text{PCl}_3 \) બને છે. જેમાં \( \text{P} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +3 \) છે.
આ જ રીતે, વધુ પ્રમાણમાં \( \text{Cl}_2 \) નો ઉપયોગ થાય ત્યારે શરૂઆતમાં \( \text{PCl}_3 \) મળે છે. જે ફરી પ્રક્રિયા કરી \( \text{PCl}_5 \) બનાવે છે. જેમાં \( \text{P} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +5 \) છે.
\( \overset{0}{\text{P}_4\text{(s)}} + \overset{0}{6\text{Cl}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+3}{-1}{4\text{PCl}_3\text{(g)}} \) (વધુ પ્રમાણ \( \text{P}_4 \))
\( \overset{0}{\text{P}_4\text{(s)}} + \overset{0}{10\text{Cl}_2\text{(g)}} \rightarrow \overset{+5}{-1}{4\text{PCl}_5\text{(g)}} \) (વધુ પ્રમાણ \( \text{Cl}_2 \))
(c) \( \text{Na} \) એ રિડક્શનકર્તા છે જ્યારે \( \text{O}_2 \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. જ્યારે વધુ પ્રમાણમાં \( \text{Na} \) નો ઉપયોગ થાય ત્યારે \( \text{Na}_2\text{O} \) બને છે. જેમાં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( -2 \) છે.
આ જ, રીતે જો વધુ પ્રમાણમાં \( \text{O}_2 \) નો ઉપયોગ થાય ત્યારે \( \text{Na}_2\text{O}_2 \) બને છે જેમાં \( \text{O} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( -1 \) છે.
\( \overset{0}{4\text{Na(s)}} + \overset{0}{\text{O}_2\text{(s)}} \rightarrow \overset{+1}{-2}{\text{Na}_2\text{O (s)}} \) (વધુ પ્રમાણ \( \text{Na} \))
\( \overset{0}{2\text{Na(s)}} + \overset{0}{2\text{O}_2\text{(s)}} \rightarrow \overset{+1}{-1}{\text{Na}_2\text{O}_2\text{(s)}} \) (વધુ પ્રમાણ \( \text{O}_2 \))
In simple words: પ્રક્રિયકોનું પ્રમાણ ઉત્પાદનોના ઑક્સિડેશન આંકને અસર કરી શકે છે. જો રિડ્યુસિંગ એજન્ટ વધુ હોય, તો નીચા ઑક્સિડેશન આંકવાળા ઉત્પાદનો બને છે. જો ઑક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ વધુ હોય, તો ઊંચા ઑક્સિડેશન આંકવાળા ઉત્પાદનો બને છે.

Exam Tip: In redox reactions, the stoichiometry and relative amounts of reactants play a key role in determining the final oxidation state of the products. Excess of a reducing agent leads to lower oxidation states, while excess of an oxidizing agent leads to higher ones.

 

Question 12. નીચેના અવલોકનોને કેવી રીતે સમજાવશો ?
(a) આલ્કલાઇન પોટેશિયમ પરમેંગેનેટ અને ઍસિડિક પોટેશિયમ પરમેંગેનેટ બંને ઑક્સિડેશનકર્તા છે, તેમ છતાં ટોલ્યુઇનમાંથી બેન્ઝોઇક એસિડ બનાવવા માટે આપણે શા માટે આલ્કોહોલીય પોટેશિયમ પરમેંગેનેટનો ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે ઉપયોગ કરીએ છીએ ? આ પ્રક્રિયા માટેનું સમતોલિત રેડોક્ષ સમીકરણ લખો.
(b) ક્લોરાઇડયુક્ત અકાર્બનિક મિશ્રણમાં સાંદ્ર સલ્ફ્યુરિક ઍસિડ ઉમેરવામાં આવે છે ત્યારે તીવ્ર વાસવાળો રંગવિહીન HCl વાયુ ઉત્પન્ન થાય છે, પરંતુ જો મિશ્રણમાં બ્રોમાઇડ હોય તો બ્રોમિનની લાલ વરાળ ઉત્પન્ન થાય છે. શા માટે ?
Answer:
(a) નીચેની રેડોક્ષ પ્રક્રિયા દ્વારા ટોલ્યુઇનનું બેન્ઝોઇક ઍસિડમાં ઍસિડિક, બેઇઝિક અને તટસ્થ માધ્યમમાં ઑક્સિડેશન થાય છે.
(i) ઍસિડિક માધ્યમ :
\( [\text{MnO}_4^- \text{(aq)} + 2\text{H}_2\text{O (l)} + 3\text{e}^- \rightarrow \text{MnO}_2\text{(s)} + 4\text{OH}^-] \times 2 \)
\( \text{CH}_3 \text{C}_6\text{H}_5 \rightarrow \text{C}_6\text{H}_5\text{COO}^- \text{(aq)} \)
\( \text{C}_6\text{H}_5\text{CH}_3 \text{(aq)} + 7\text{OH(eq)} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_5\text{COO}^- \text{(aq)} + 5\text{H}_2\text{O(l)} + 6\text{e}^- \)
\( 2\text{MnO}_4^- \text{(aq)} + 4\text{H}_2\text{O(l)} + 6\text{e}^- \rightarrow 2\text{MnO}_2\text{(s)} + 8\text{OH}^- \text{(aq)} \)
ટોલ્યુઇન
બેન્ઝોએટ આયન
પ્રયોગશાળામાં બેન્ઝોઇક ઍસિડ આલ્કલાઇન \( \text{KMnO}_4 \) દ્વારા ટોલ્યુઇનના ઑક્સિડેશનથી મેળવવા કે કેટલીકવાર ઉદ્યોગોમાં ઍસિડિક કે બેઇઝિક \( \text{KMnO}_4 \) ના કરતાં આલ્કોહોલિક \( \text{KMnO}_4 \) નો ઉપયોગ થાય છે કારણ કે...
(i) ઍસિડ અને બેઇઝ ઉમેરવાનો ખર્ચ અવગણવામાં આવે છે કારણ કે તટસ્થ માધ્યમમાં બેઇઝ (જો આયન) પ્રક્રિયા દરમિયાન સ્વયં ઉત્પન્ન થાય છે.
(ii) એક સમાન માધ્યમમાં પ્રક્રિયા ઝડપી થાય છે તેથી આલ્કોહોલ બે જુદા જુદા પ્રક્રિયકને મિશ્ર કરવામાં મદદરૂપ થાય છે. દા.ત., \( \text{KMnO}_4 \) (તેનો ધ્રુવીય ગુણધર્મ) અને ટોલ્યુઇન (કાર્બનિક સંયોજન).
(b) જ્યારે સાંદ્ર \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) અકાર્બનિક મિશ્રણ કે જે ક્લોરાઇડ ધરાવે છે તેમાં ઉમેરવામાં આવે ત્યારે તીવ્ર વાસવાળો \( \text{HCl} \) ઉત્પન્ન થાય છે કારણ કે પ્રબળ ઍસિડ એ તેના ક્ષારમાંથી નિર્બળ ઍસિડનું વિસ્થાપન કરે છે.
\( 2\text{NaCl} + 2\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{NaHSO}_4 + 2\text{HCl} \)
પ્રબળ ઍસિડ
\( \text{HCl} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cl}_2 + \text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \) પ્રક્રિયા થતી નથી
આથી \( \text{HCl} \) નિર્બળ રિડક્શનકર્તા છે. તે \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) માંથી \( \text{SO}_2 \) નું રિડક્શન કરી શકતો નથી તેથી \( \text{HCl} \) નું \( \text{Cl}_2 \) માં ઑક્સિડેશન થતું નથી.
જો મિશ્રણ બ્રોમાઇડ આયન ધરાવતું હોય તો, શરૂઆતમાં \( \text{HBr} \) ઉત્પન્ન થાય છે જે પ્રબળ રિડક્શનકર્તા તરીકે વર્તે છે. તેથી \( \text{HBr} \) એ \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) નું \( \text{SO}_2 \) માં રિડક્શન કરે છે અને પોતાનું ઑક્સિડેશન થઈ \( \text{Br}_2 \) ઉત્પન્ન થાય છે.
\( 2\text{NaBr} + 2\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{NaHSO}_4 + 2\text{HBr} \)
\( 2\text{HBr} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Br}_2 + \text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
In simple words: ઑક્સિડેશન પ્રક્રિયાઓ માટે યોગ્ય માધ્યમ પસંદ કરવું મહત્વપૂર્ણ છે. આલ્કોહોલિક \( \text{KMnO}_4 \) ટોલ્યુઇન સાથે વધુ સારી રીતે પ્રતિક્રિયા આપે છે. સાંદ્ર \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) સાથેની પ્રતિક્રિયાઓમાં, ક્લોરાઇડ્સ ફક્ત \( \text{HCl} \) ઉત્પન્ન કરે છે જ્યારે બ્રોમાઇડ્સ \( \text{Br}_2 \) ઉત્પન્ન કરે છે કારણ કે \( \text{Br}^- \) એ \( \text{Cl}^- \) કરતાં વધુ સારો રિડ્યુસિંગ એજન્ટ છે.

Exam Tip: The choice of oxidizing agent and reaction medium depends on the desired product and the nature of the reactants. Stronger reducing agents (like \( \text{Br}^- \)) can be oxidized by milder oxidizing agents, while weaker ones (like \( \text{Cl}^- \)) require stronger conditions to be oxidized.

 

Question 13. નીચે દર્શાવેલી પ્રક્રિયાઓમાં ઑક્સિડેશન પામેલ સ્પિસીઝ, રિડક્શન પામેલ સ્પિસીઝ, ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા ઓળખી બતાવો :
(a) \( \text{C}_6\text{H}_6\text{O}_2\text{(aq)} + 2\text{AgBr(s)} \rightarrow 2\text{Ag(s)} + 2\text{HBr(aq)} + \text{C}_6\text{H}_4\text{O}_2\text{(aq)} \)
(b) \( \text{HCHO(l)} + 2[\text{Ag(NH}_3)_2]^+\text{(aq)} + 3\text{OH}^-\text{(aq)} \rightarrow 2\text{Ag(s)} + \text{HCOO}^+\text{(aq)} + 4\text{NH}_3\text{(aq)} + 2\text{H}_2\text{O(l)} \)
(c) \( \text{HCHO(l)} + 2\text{Cu}^{2+}\text{(aq)} + 5\text{OH}^-\text{(aq)} \rightarrow \text{Cu}_2\text{O(s)} + \text{HCOO}^-\text{(aq)} + 3\text{H}_2\text{O(l)} \)
(d) \( \text{N}_2\text{H}_4\text{(l)} + 2\text{H}_2\text{O}_2\text{(l)} \rightarrow \text{N}_2\text{(g)} + 4\text{H}_2\text{O(l)} \)
(e) \( \text{Pb(s)} + \text{PbO}_2\text{(s)} + 2\text{H}_2\text{SO}_4\text{(aq)} \rightarrow 2\text{PbSO}_4\text{(s)} + 2\text{H}_2\text{O(l)} \)
Answer:

In simple words: રેડોક્ષ પ્રક્રિયામાં, ઑક્સિડાઇઝ્ડ સ્પિસીઝ ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવે છે અને તેનો ઑક્સિડેશન આંક વધે છે, જ્યારે રિડ્યુસ થયેલી સ્પિસીઝ ઇલેક્ટ્રોન મેળવે છે અને તેનો ઑક્સિડેશન આંક ઘટે છે. ઑક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ પોતે રિડ્યુસ થાય છે, અને રિડ્યુસિંગ એજન્ટ પોતે ઑક્સિડાઇઝ થાય છે.

Exam Tip: To identify the oxidizing and reducing agents, look for the species whose oxidation state increases (reducing agent) and the species whose oxidation state decreases (oxidizing agent).

 

Question 14. નીચે દર્શાવેલી પ્રક્રિયાઓનો વિચાર કરો : સ્વાધ્યાય-8,14)
\( 2\text{S}_2\text{O}_{3(\text{aq})}^{2-} + \text{I}_{2(\text{s})} \rightarrow \text{S}_4\text{O}_{6(\text{aq})}^{2-} + 2\text{I}_{(\text{aq})}^{-} \)
\( \text{S}_2\text{O}_{3(\text{aq})}^{2-} + 2\text{Br}_{2(\text{l})} + 5\text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow 2\text{SO}_{4(\text{aq})}^{2-}+4\text{Br}_{(\text{aq})}^{-}+10\text{H}_{(\text{aq})}^{+} \)
ઉપરોક્ત પ્રક્રિયામાં એક જ રિડક્શનકર્તા થાયોસલ્ફેટ આયોડિન અને બ્રોમિન સાથે જુદી જુદી પ્રક્રિયા શા માટે આપે છે ?
Answer:
\( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} \) માં \( \text{S} \) નો સરેરાશ ઑક્સિડેશન આંક \( +2 \) છે. જ્યારે \( \text{S}_4\text{O}_6^{2-} \) માં \( +2.5 \) છે. \( \text{SO}_4^{2-} \) માં \( \text{S} \) નો ઑક્સિડેશન આંક \( +6 \) છે.
\( \text{Br}_2 \) એ \( \text{I}_2 \) કરતાં પ્રબળ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. આથી તે \( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} (\text{S} = +2) \) નું વધુ ઑક્સિડેશન આંક ધરાવતા \( \text{SO}_4^{2-} (\text{S} = +6) \) માં ઑક્સિડેશન કરે છે.
જ્યારે \( \text{I}_2 \) એ નિર્બળ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. તેથી તે \( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} (\text{S} = +2) \) નું ઑક્સિડેશન \( \text{S}_4\text{O}_6^{2-} (\text{S} = +2.5) \) માં ઑક્સિડેશન કરે છે. આથી જુદી જુદી પ્રક્રિયાઓ આપે છે.
In simple words: થાયોસલ્ફેટ આયન વિવિધ ઉત્પાદનો આપે છે કારણ કે બ્રોમિન અને આયોડિનની ઑક્સિડાઇઝિંગ શક્તિ અલગ અલગ હોય છે. બ્રોમિન ( \( \text{Br}_2 \) ) એ આયોડિન ( \( \text{I}_2 \) ) કરતાં વધુ મજબૂત ઑક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ છે. આયોડિન થાયોસલ્ફેટને તેના સહેજ ઊંચા ઑક્સિડેશન આંકમાં રૂપાંતરિત કરે છે, જ્યારે બ્રોમિન તેને તેના ઉચ્ચતમ ઑક્સિડેશન આંકમાં રૂપાંતરિત કરે છે.

Exam Tip: The strength of an oxidizing agent determines the extent of oxidation. Stronger oxidizing agents can push elements to higher oxidation states, while weaker ones result in less extensive oxidation.

 

Question 15. પ્રક્રિયાઓ આપી વાજબીપણું પુરવાર કરો કે હેલોજનમાં ફ્લોરિન ઉત્તમ ઓક્સિડેશનકર્તા અને હાઇડ્રોહેલિક સંયોજનોમાં હાઇડ્રોઆયોડિક એસિડ ઉત્તમ રિડક્શનકર્તા છે.
Answer:
\( \text{F}_2 \) માં \( \text{F}_2 \) એ \( \text{Cl}^- \) નું \( \text{Cl}_2 \), \( \text{Br}^- \) નું \( \text{Br}_2 \) અને \( \text{I}^- \) નું \( \text{I}_2 \) માં ઑક્સિડેશન કરે છે.
\( \text{F}_{2(\text{aq})} + 2\text{Cl}^- \rightarrow 2\text{F}^-\text{(aq)} + \text{Cl}_{2(\text{s})} \)
\( \text{F}_{2(\text{aq})} + 2\text{Br}^- \rightarrow 2\text{F}^-\text{(aq)} + \text{Br}_{2(\text{l})} \)
\( \text{F}_{2(\text{aq})} + 2\text{I}^-\text{(aq)} \rightarrow 2\text{F}^-\text{(aq)} + \text{I}_{2(\text{s})} \)
\( \text{Cl}_2, \text{Br}_2, \text{I}_2 \) એ \( \text{F}^- \) નું \( \text{F}_2 \) માં ઑક્સિડેશન કરી શકતા નથી. હેલોજનનો ઑક્સિડેશનકર્તાની પ્રબળતાનો ક્રમ :
\( \text{I}_2 < \text{Br}_2 < \text{Cl}_2 < \text{F}_2 \)
આથી, \( \text{F}_2 \) એ પ્રબળ ઑક્સિડેશનકર્તા છે.
\( \text{HI} \) અને \( \text{HBr} \) એ \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) નું \( \text{SO}_2 \) માં રિડક્શન કરે છે, પરંતુ \( \text{HCl} \) અને \( \text{HF} \) કરી શકતા નથી. તેથી \( \text{HI} \) અને \( \text{HBr} \) એ પ્રબળ રિડક્શનકર્તા છે.
\( 2\text{HI} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{I}_2 + \text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
\( 2\text{HBr} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Br}_2 + \text{SO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
\( \text{I}^- \) એ \( \text{Cu}^{+2} \) નું \( \text{Cu}^+ \) રિડક્શન કરી શકે છે. પરંતુ \( \text{Br}^- \) કરી શકતું નથી.
\( 4\text{I}^- + 2\text{Cu}^{+2} \rightarrow \text{Cu}_2\text{I}_2 + \text{I}_2 \)
તેથી, \( \text{HI} \) એ રિડક્શનકર્તા છે.
In simple words: હેલોજનમાં, ફ્લોરિન સૌથી મજબૂત ઑક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ છે કારણ કે તે સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ છે. બીજી બાજુ, હાઇડ્રોહેલિક એસિડમાં, હાઇડ્રોઆયોડિક એસિડ સૌથી મજબૂત રિડ્યુસિંગ એજન્ટ છે કારણ કે આયોડિન આયનનું કદ સૌથી મોટું છે અને તે ઇલેક્ટ્રોન સરળતાથી ગુમાવી શકે છે.

Exam Tip: Halogens' oxidizing power decreases down the group (F > Cl > Br > I), while the reducing power of hydrohalic acids increases down the group (HF < HCl < HBr < HI). This is due to electronegativity and bond strength differences.

 

Question 16. નીચે દર્શાવલી પ્રક્રિયા શા માટે થાય છે ?
\( \mathrm{XeO}_{6(\mathrm{aq})}^{4-}+2 \mathrm{~F}_{(\mathrm{aq})}^{-}+6 \mathrm{~H}_{(\mathrm{aq})}^{+} \rightarrow \mathrm{XeO}_3(\mathrm{g}) + \mathrm{F}_2(\mathrm{g})+ 3\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) \) સંયોજન \( \mathrm{Na_4XeO_6} \) (ઝીનોનનું એક સંયોજન, જેમાં \( \mathrm{XeO}_6^{4-} \) આ પ્રક્રિયાનો શું નિષ્કર્ષ કાઢી શકો છો?)
Answer:

• આ પ્રક્રિયામાં ઝીનોનનો ઑક્સિડેશન આંક +8 માંથી ઘટીને +6 થાય છે અને ફ્લોરિનનો ઑક્સિડેશન આંક -1 માંથી વધીને 0 થાય છે.
• તેથી, આપણે કહી શકીએ કે \( \mathrm{XeO}_6^{4-} \) નું રિડક્શન થાય છે અને \( \mathrm{F^-} \) નું ઑક્સિડેશન થાય છે.
• આથી, \( \mathrm{Na_4XeO_6} \) એ \( \mathrm{F^-} \) કરતાં મજબૂત ઑક્સિડેશનકર્તા છે એમ જણાવી શકાય.

In simple words: Xenon's oxidation state decreases from +8 to +6, while fluorine's increases from -1 to 0. This means \( \mathrm{XeO}_6^{4-} \) gets reduced and \( \mathrm{F^-} \) gets oxidized. So, \( \mathrm{Na_4XeO_6} \) is a stronger oxidizing agent than \( \mathrm{F^-} \).

Exam Tip: Remember to calculate oxidation states for all elements in both reactants and products to identify which element is oxidized and which is reduced. This helps classify the role of each species.

 

Question 17. નીચેની પ્રક્રિયાઓનો વિયાર કરો :
(a) \( \mathrm{H_3PO_2(aq)} + 4\mathrm{AgNO_3(aq)} + 2\mathrm{H_2O(l)} \rightarrow \mathrm{H_3PO_4(aq)} + 4\mathrm{Ag(s)} + 4\mathrm{HNO_3(aq)} \)
(b) \( \mathrm{H_3PO_2(aq)} + 2\mathrm{CuSO_4(aq)} + 2\mathrm{H_2O(l)} \rightarrow \mathrm{H_3PO_4(aq)} + 2\mathrm{Cu(s)} + \mathrm{H_2SO_4(aq)} \)
(c) \( \mathrm{C_6H_5CHO(l)} + 2[\mathrm{Ag(NH_3)_2}]^+(\mathrm{aq})+ + 3\mathrm{OH^-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{C_6H_5COO^-}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{Ag(s)} + 4\mathrm{NH_3(aq)} + 2\mathrm{H_2O(l)} \)
(d) \( \mathrm{C_6H_5CHO(l)} + 2\mathrm{Cu^{2+}}(\mathrm{aq}) + 5\mathrm{OH^-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \) (આ પ્રક્રિયા થતી નથી)
આ પ્રક્રિયાઓના આધારે \( \mathrm{Ag^+} \) અને \( \mathrm{Cu^{2+}} \) ના વ્યવહાર અંગેનું અનુમાન કરો.
Answer:

• પ્રક્રિયા (a) અને (b) માં, અનુક્રમે \( \mathrm{Ag^+} \) અને \( \mathrm{Cu^{2+}} \) ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે.
• પ્રક્રિયા (c) માં, \( \mathrm{Ag^+} \) એ \( \mathrm{C_6H_5CHO} \) નું \( \mathrm{C_6H_5COO^-} \) માં ઑક્સિડેશન કરે છે. પરંતુ પ્રક્રિયા (d) માં, \( \mathrm{Cu^{2+}} \) એ \( \mathrm{C_6H_5CHO} \) નું ઑક્સિડેશન કરી શકતો નથી.
• આથી, કહી શકાય કે \( \mathrm{Ag^+} \) એ \( \mathrm{Cu^{2+}} \) કરતાં વધુ શક્તિશાળી ઑક્સિડેશનકર્તા છે.

In simple words: \( \mathrm{Ag^+} \) and \( \mathrm{Cu^{2+}} \) act as oxidizers in reactions (a) and (b). In reaction (c), \( \mathrm{Ag^+} \) oxidizes \( \mathrm{C_6H_5CHO} \). But in reaction (d), \( \mathrm{Cu^{2+}} \) cannot oxidize \( \mathrm{C_6H_5CHO} \). This suggests that \( \mathrm{Ag^+} \) is a stronger oxidizer than \( \mathrm{Cu^{2+}} \).

Exam Tip: To compare the strength of oxidizing agents, observe their ability to oxidize other species in different reactions. A species that can oxidize another where a weaker agent cannot is considered stronger.

 

Question 18. નીચેની રેડોક્ષ પ્રક્રિયાઓને આયન-ઇલેક્ટ્રૉન પદ્ધતિ દ્વારા સમતોલ કરો.
(a) \( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + I_{(aq)}^- \rightarrow MnO_{2(s)} + I_{2(s)}} \) (બેઝિક માધ્યમમાં)
(b) \( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + SO_{2(g)} \rightarrow Mn^{2+}_{(aq)} + HSO_{4(aq)}^-} \) (ઍસિડિક દ્રાવણમાં)
(c) \( \mathrm{H_2O_{2(aq)} + Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow Fe^{3+}_{(aq)} + H_2O_{(l)}} \) (ઍસિડિક દ્રાવણમાં)
(d) \( \mathrm{Cr_2O_7^{2-}} + \mathrm{SO_{2(g)}} \rightarrow \mathrm{Cr^{3+}_{(aq)}} + \mathrm{SO_{4(aq)}^{2-}} \) (ઍસિડિક દ્રાવણમાં)
Answer:
(a) \( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + I_{(aq)}^- \rightarrow MnO_{2(s)} + I_{2(s)}} \) (બેઝિક માધ્યમમાં)

સોપાન-1 : અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખો.
ઓક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{I_{(aq)}^- \rightarrow I_{2(s)}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- \rightarrow MnO_{2(s)}} \)

સોપાન – 2 : OHR માં \( \mathrm{I} \) નું સંતુલન કરો અને પછી વીજભારને સંતુલિત કરવા જમણી બાજુ 2e- ઉમેરો.
\( 2\mathrm{I_{(aq)}^- \rightarrow I_{2(s)} + 2e^-} \)

સોપાન – 3 : RHR માં \( \mathrm{Mn} \) નો ઑક્સિડેશન આંક +7 માંથી +4 થાય છે. આથી ડાબી બાજુ 3e- ઉમેરતા અને વીજભાર સંતુલિત કરતા:
\( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 3e^- \rightarrow MnO_{2(s)} + 4\mathrm{OH^-}} \)

સોપાન-4 : આ પ્રક્રિયામાં \( \mathrm{O} \) નું સંતુલન કરવા ડાબી બાજુ \( \mathrm{2H_2O} \) ઉમેરતા.
\( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 2\mathrm{H_2O} + 3e^- \rightarrow MnO_{2(s)} + 4\mathrm{OH^-}} \)

સોપાન-5 : બંને પ્રક્રિયામાં \( \mathrm{e^-} \) ની સંખ્યા સમાન કરવા \( \mathrm{O.H.R.} \) ને 3 વડે અને \( \mathrm{R.H.R.} \) ને 2 વડે ગુણતા અને સરવાળો કરતા.
\( 6\mathrm{I_{(aq)}^- \rightarrow 3\mathrm{I_2(s)} + 6e^-} \)
\( 2\mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 4\mathrm{H_2O} + 6e^- \rightarrow 2\mathrm{MnO_{2(s)}} + 8\mathrm{OH^-}} \)
\( \mathrm{6I_{(aq)}^- + 2\mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 4\mathrm{H_2O} \rightarrow 3\mathrm{I_2(s)} + 2\mathrm{MnO_{2(s)}} + 8\mathrm{OH^-}}} \)

(b) \( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + SO_{2(g)} \rightarrow Mn^{2+}_{(aq)} + HSO_{4(aq)}^-} \) (ઍસિડિક દ્રાવણમાં)

સોપાન-1 : અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખો.
ઓક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{SO_{2(g)} \rightarrow HSO_{4(aq)}^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- \rightarrow Mn^{2+}_{(aq)}} \)

સોપાન – 2 : \( \mathrm{O.H.R.} \) અને \( \mathrm{R.H.R.} \) માં \( \mathrm{O} \) પરમાણુનું સંતુલન કરવા \( \mathrm{H_2O} \) અને ઍસિડિક માધ્યમ હોવાથી \( \mathrm{H^+} \) ઉમેરતાં:
\( \mathrm{SO_{2(g)} + 2\mathrm{H_2O_{(l)}} \rightarrow HSO_{4(aq)}^- + 3\mathrm{H_{(aq)}^+}} \)
\( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 8\mathrm{H_{(aq)}^+ \rightarrow Mn^{2+}_{(aq)} + 4\mathrm{H_2O_{(l)}}}} \)

સોપાન – 3 : વીજભાર સંતુલિત કરવા \( \mathrm{e^-} \) ઉમેરો.
\( \mathrm{SO_{2(g)} + 2\mathrm{H_2O_{(l)}} \rightarrow HSO_{4(aq)}^- + 3\mathrm{H_{(aq)}^+ + 2e^-}} \)
\( \mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 8\mathrm{H_{(aq)}^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+}_{(aq)} + 4\mathrm{H_2O_{(l)}}}} \)

સોપાન – 4 : બંને અર્ધપ્રક્રિયાઓમાં \( \mathrm{e^-} \) ની સંખ્યા સમાન કરવા માટે \( \mathrm{O.H.R.} \) ને 5 વડે અને \( \mathrm{R.H.R.} \) ને 2 વડે ગુણતા અને સરવાળો કરતા.
\( 5\mathrm{SO_{2(g)} + 10\mathrm{H_2O_{(l)}} \rightarrow 5HSO_{4(aq)}^- + 15\mathrm{H_{(aq)}^+ + 10e^-}} \)
\( 2\mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 16\mathrm{H_{(aq)}^+ + 10e^- \rightarrow 2Mn^{2+}_{(aq)} + 8\mathrm{H_2O_{(l)}}}} \)
\( 2\mathrm{MnO_{4(aq)}^- + 5\mathrm{SO_{2(g)}} + 2\mathrm{H_2O_{(l)}} + \mathrm{H_{(aq)}^+ \rightarrow 5HSO_{4(aq)}^- + 2Mn^{2+}_{(aq)}}} \)

(c) \( \mathrm{H_2O_{2(aq)} + Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow Fe^{3+}_{(aq)} + H_2O_{(l)}} \) (ઍસિડિક દ્રાવણમાં)

સોપાન-1 : અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખો.
ઓક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow Fe^{3+}_{(aq)}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{H_2O_{2(aq)} \rightarrow H_2O_{(l)}} \)

સોપાન-2 : \( \mathrm{R.H.R.} \) માં \( \mathrm{O} \) પરમાણુનું સંતુલન કરવા માટે \( \mathrm{H_2O} \) અને ઍસિડિક માધ્યમ હોવાથી \( \mathrm{H^+} \) ઉમેરતાં:
\( \mathrm{H_2O_{2(aq)} + 2\mathrm{H_{(aq)}^+ \rightarrow 2H_2O_{(l)}}} \)

સોપાન-3 : વીજભાર સંતુલિત કરવા \( \mathrm{e^-} \) ઉમેરો.
\( \mathrm{Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow Fe^{3+}_{(aq)} + e^-} \)
\( \mathrm{H_2O_{2(aq)} + 2\mathrm{H_{(aq)}^+ + 2e^- \rightarrow 2H_2O_{(l)}}} \)

સોપાન-4 : બંને અર્ધપ્રક્રિયાઓમાં \( \mathrm{e^-} \) ની સંખ્યા સમાન કરવા માટે \( \mathrm{O.H.R.} \) ને 2 વડે ગુણતા અને સરવાળો કરતાં.
\( 2\mathrm{Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow 2Fe^{3+}_{(aq)} + 2e^-} \)
\( \mathrm{H_2O_{2(aq)} + 2\mathrm{H_{(aq)}^+ + 2e^- \rightarrow 2H_2O_{(l)}}} \)
\( 2\mathrm{Fe^{2+}_{(aq)} + H_2O_{2(aq)} + 2\mathrm{H_{(aq)}^+ \rightarrow 2Fe^{3+}_{(aq)} + 2H_2O_{(l)}}} \)

(d) \( \mathrm{Cr_2O_7^{2-}} + \mathrm{SO_{2(g)}} \rightarrow \mathrm{Cr^{3+}_{(aq)}} + \mathrm{SO_{4(aq)}^{2-}} \) (ઍસિડિક દ્રાવણમાં)

સોપાન-1 : અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખો.
ઓક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{SO_{2(g)} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cr_2O_7^{2-} \rightarrow Cr^{3+}_{(aq)}} \)

સોપાન-2 : \( \mathrm{R.H.R.} \) માં \( \mathrm{Cr} \) નું સંતુલન કરવા જમણી બાજુ 2 વડે ગુણતાં.
\( \mathrm{Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+}_{(aq)}} \)

સોપાન-3 : બંને અર્ધપ્રક્રિયાઓમાં \( \mathrm{O} \) પરમાણુનું સંતુલન કરવા માટે \( \mathrm{H_2O} \) અને ઍસિડિક માધ્યમ હોવાથી \( \mathrm{H^+} \) ઉમેરવા.
\( \mathrm{SO_{2(g)} + 2\mathrm{H_2O} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-} + 4\mathrm{H_{(aq)}^+}} \)
\( \mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 14\mathrm{H_{(aq)}^+ \rightarrow 2Cr^{3+}_{(aq)} + 7\mathrm{H_2O}}} \)

સોપાન-4 : બંને અર્ધપ્રક્રિયાઓમાં વીજભાર સંતુલિત કરવા \( \mathrm{e^-} \) ઉમેરો.
\( \mathrm{SO_{2(g)} + 2\mathrm{H_2O} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-} + 4\mathrm{H_{(aq)}^+ + 2e^-}} \)
\( \mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 14\mathrm{H_{(aq)}^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+}_{(aq)} + 7\mathrm{H_2O_{(l)}}}} \)

સોપાન-5 : બંને અર્ધપ્રક્રિયાઓમાં \( \mathrm{e^-} \) ની સંખ્યા સમાન કરવા માટે \( \mathrm{O.H.R.} \) ને 3 વડે ગુણતાં અને સરવાળો કરતાં.
\( 3\mathrm{SO_{2(g)} + 6\mathrm{H_2O_{(l)}} \rightarrow 3SO_{4(aq)}^{2-} + 12\mathrm{H_{(aq)}^+ + 6e^-}} \)
\( \mathrm{Cr_2O_7^{2-} + 14\mathrm{H_{(aq)}^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+}_{(aq)} + 7\mathrm{H_2O_{(l)}}}} \)
\( 3\mathrm{SO_{2(g)} + Cr_2O_7^{2-} + 2\mathrm{H_{(aq)}^+ \rightarrow 2Cr^{3+}_{(aq)} + 3SO_{4(aq)}^{2-} + \mathrm{H_2O_{(l)}}}} \)

In simple words: To balance these redox reactions, first separate them into oxidation and reduction half-reactions. Then, balance atoms other than oxygen and hydrogen. Balance oxygen atoms using water molecules and hydrogen atoms using \( \mathrm{H^+} \) (for acidic media) or \( \mathrm{OH^-} \) (for basic media). Finally, balance the charges by adding electrons and ensure the number of electrons lost equals the number of electrons gained. Combine the half-reactions to get the overall balanced equation.

Exam Tip: Always specify the medium (acidic or basic) as it dictates whether to use \( \mathrm{H^+} \) or \( \mathrm{OH^-} \) for balancing hydrogen and oxygen atoms. Double-check the total charge and atom count on both sides of the final balanced equation.

 

Question 19. નીચે દર્શાવેલાં સમીકરણોને આયન-ઇલેક્ટ્રોન તથા ઑક્સિડેશન આંક પદ્ધતિ દ્વારા સમતોલ કરો (બેઝિક માધ્યમમાં) તથા તેમાં રહેલા ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તાને ઓળખી બતાવો :
(a) \( \mathrm{P_{4(s)} + OH_{(aq)}^- \rightarrow PH_{3(g)} + HPO_{2(aq)}^-} \)
(b) \( \mathrm{N_2H_{4(l)} + ClO_{3(aq)}^- \rightarrow NO_{(g)} + Cl_{(g)}^-} \)
(c) \( \mathrm{Cl_2O_{7(g)} + H_2O_{2(aq)} \rightarrow ClO_{2(aq)}^- + O_{2(g)} + H^+} \)
Answer:
(a) \( \mathrm{P_{4(s)} + OH_{(aq)}^- \rightarrow PH_{3(g)} + HPO_{2(aq)}^-} \)

આયન ઇલેક્ટ્રૉન પદ્ધતિ:

અહીં \( \mathrm{P} \) નો ઑક્સિડેશન આંક 0 માંથી વધીને +2 થાય છે અને 0 માંથી ઘટીને -3 પણ થાય છે. આમ, \( \mathrm{P_4} \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા એમ બંને તરીકે વર્તે છે.

સોપાન-1 : અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખો.
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} \rightarrow HPO_{2(aq)}^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} \rightarrow PH_{3(g)}} \)

સોપાન – 2 : \( \mathrm{P} \) નું સંતુલન કરો.
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} \rightarrow 4HPO_{2(aq)}^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} \rightarrow 4PH_{3(g)}} \)

સોપાન – 3 : સંતુલન કરવા માટે જરૂરી \( \mathrm{e^-} \) ઉમેરવા:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} + 12OH^- \rightarrow 4HPO_{2(aq)}^- + 8e^- + 4H_2O} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} + 12e^- + 12H_2O \rightarrow 4PH_{3(g)} + 12OH^-} \)

સોપાન – 4 : બંને અર્ધપ્રક્રિયાઓના વીજભારના આધારે સંતુલન કરો.
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} + 12OH^- \rightarrow 4HPO_{2(aq)}^- + 8e^- + 4H_2O} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{P_{4(s)} + 12e^- + 12H_2O \rightarrow 4PH_{3(g)} + 12OH^-} \)

સોપાન – 5 : \( \mathrm{e^-} \) ની સંખ્યા \( \mathrm{O.H.R.} \) ને 3 વડે અને \( \mathrm{R.H.R.} \) ને 2 વડે ગુણતાં અને સરવાળો કરતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( 3\mathrm{P_4} + 36\mathrm{OH^-} \rightarrow 12\mathrm{HPO_2^-} + 24\mathrm{e^-} + 12\mathrm{H_2O} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( 2\mathrm{P_4} + 24\mathrm{e^-} + 24\mathrm{H_2O} \rightarrow 8\mathrm{PH_3} + 24\mathrm{OH^-} \)
\( 5\mathrm{P_4} + 12\mathrm{OH^-} + 12\mathrm{H_2O} \rightarrow 12\mathrm{HPO_2^-} + 8\mathrm{PH_3} \)

ઑક્સિડેશન આંક પદ્ધતિ:

અહીં \( \mathrm{P_4} \) માંથી \( \mathrm{PH_3} \) દરમિયાન ઘટેલ કુલ ઑક્સિડેશન આંક = \( 3 \times 4 = 12 \)
અહીં \( \mathrm{P_{4(s)}} \) માંથી \( \mathrm{HPO_2^-} \) દરમિયાન વધેલ કુલ ઑક્સિડેશન આંક = \( 2 \times 4 = 8 \)
ઑક્સિડેશનનો વધારો અને ઘટાડો સરખો કરવા \( \mathrm{HPO_2^-} \) ને 3 વડે ગુણતા અને \( \mathrm{PH_3} \) ને 2 વડે ગુણતા: \( 2\mathrm{P_4} + 3\mathrm{P_4} + \mathrm{OH^-} \rightarrow 8\mathrm{PH_3} + 12\mathrm{HPO_2^-} \)
\( 5\mathrm{P_4} + 12\mathrm{OH^-} + 12\mathrm{H_2O} \rightarrow 8\mathrm{PH_3} + 12\mathrm{HPO_2^-} \)

(b) \( \mathrm{N_2H_{4(l)} + ClO_{3(aq)}^- \rightarrow NO_{(g)} + Cl_{(g)}^-} \)

ઑક્સિડેશન આંકમાં \( \mathrm{N} \) માં 4 નો વધારો અને \( \mathrm{Cl} \) માં 6 નો ઘટાડો.

તેથી \( \mathrm{N_2H_4} \) એ રિડક્શનકર્તા તરીકે અને \( \mathrm{ClO_3^-} \) એ ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે.

ઑક્સિડેશન આંક પદ્ધતિ:
\( \mathrm{N} \) ના ઑક્સિડેશન આંકમાં કુલ વધારો = \( 4 \times 2 = 8 \)
\( \mathrm{Cl} \) ના ઑક્સિડેશન આંકમાં કુલ ઘટાડો = \( 6 \times 1 = 6 \)

આથી, ઑક્સિડેશન આંકના વધારા/ઘટાડાને સમાન કરવા \( \mathrm{N_2H_4} \) ને 3 વડે અને \( \mathrm{ClO_3^-} \) ને 4 વડે ગુણતાં:
\( 3\mathrm{N_2H_{4(l)}} + 4\mathrm{ClO_{3(aq)}^- \rightarrow 6NO_{(g)} + 4Cl_{(aq)}^- + 6H_2O_{(l)}} \)

આયન ઇલેક્ટ્રૉન પદ્ધતિ:
સોપાન-1 : અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખો.
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{N_2H_{4(l)} \rightarrow NO_{(g)}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{ClO_{3(aq)}^- \rightarrow Cl_{(aq)}^-} \)

\( \mathrm{H} \) અને \( \mathrm{O} \) સિવાયના પરમાણુનું સંતુલન કરો.
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{N_2H_{4(l)} \rightarrow 2NO_{(g)}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{ClO_{3(aq)}^- \rightarrow Cl_{(aq)}^-} \)

\( \mathrm{H} \) અને \( \mathrm{O} \) નું સંતુલન \( \mathrm{H_2O} \) ઉમેરી કરો.
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{N_2H_4 + 2H_2O \rightarrow 2NO + 8H^+ + 8e^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{ClO_3^- + 6H^+ + 6e^- \rightarrow Cl^- + 3H_2O} \)

ઇલેક્ટ્રૉન સંતુલન અને સરવાળો:
\( 3(\mathrm{N_2H_4 + 2H_2O \rightarrow 2NO + 8H^+ + 8e^-}) \)
\( 4(\mathrm{ClO_3^- + 6H^+ + 6e^- \rightarrow Cl^- + 3H_2O}) \)
\( 3\mathrm{N_2H_4} + 4\mathrm{ClO_3^-} + 24\mathrm{H^+} + 6\mathrm{H_2O} \rightarrow 6\mathrm{NO} + 24\mathrm{H^+} + 4\mathrm{Cl^-} + 12\mathrm{H_2O} \)
\( 3\mathrm{N_2H_{4(l)}} + 4\mathrm{ClO_{3(aq)}^- \rightarrow 6NO_{(g)} + 4Cl_{(aq)}^- + 6H_2O_{(l)}} \)

(c) \( \mathrm{Cl_2O_{7(g)} + H_2O_{2(aq)} \rightarrow ClO_{2(aq)}^- + O_{2(g)} + H^+} \)

ઑક્સિડેશન આંકમાં \( \mathrm{Cl} \) માં +7 થી +3 નો ઘટાડો અને \( \mathrm{O} \) માં -1 થી 0 નો વધારો.

રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cl_2O_{7(g)} \rightarrow ClO_{2(aq)}^-} \)
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{H_2O_{2(aq)} \rightarrow O_{2(g)}} \)

સંતુલન કરતાં:
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cl_2O_7 + 6H^+ + 8e^- \rightarrow 2ClO_2^- + 3H_2O} \)
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{H_2O_2 \rightarrow O_2 + 2H^+ + 2e^-} \)

કુલ પ્રક્રિયા:
\( \mathrm{Cl_2O_7 + 4H_2O_2 + 2H^+ \rightarrow 2ClO_2^- + 4O_2 + 3H_2O} \)

In simple words: For (a), \( \mathrm{P_4} \) is both oxidized to \( \mathrm{HPO_2^-} \) and reduced to \( \mathrm{PH_3} \), acting as both an oxidizing and reducing agent. For (b), \( \mathrm{N_2H_4} \) is oxidized to \( \mathrm{NO} \), making it the reducing agent, while \( \mathrm{ClO_3^-} \) is reduced to \( \mathrm{Cl^-} \), acting as the oxidizing agent. For (c), \( \mathrm{Cl_2O_7} \) is reduced to \( \mathrm{ClO_2^-} \), acting as the oxidizing agent, and \( \mathrm{H_2O_2} \) is oxidized to \( \mathrm{O_2} \), acting as the reducing agent.

Exam Tip: Disproportionation reactions are those where the same element is both oxidized and reduced. Always verify oxidation states carefully for all atoms in the reactants and products to identify the roles of each species.

 

Question 20. નીચે આપેલી પ્રક્રિયાથી કયા પ્રકારની સૂચનાઓ પ્રાપ્ત કરી શકો છો ?
\( \mathrm{(CN)_{2(g)} + 2OH_{(g)}^- \rightarrow CN_{(aq)}^- + CNO_{(aq)}^- + H_2O_{(l)}} \)
Answer:

અહીં \( \mathrm{(CN)_2} \), \( \mathrm{CN^-} \) અને \( \mathrm{CNO^-} \) માં કાર્બનનો ઑક્સિડેશન આંક નીચે મુજબ છે:

આપેલ પ્રક્રિયામાં કાર્બનનો ઑક્સિડેશન આંક જુદો જુદો છે.

પ્રક્રિયા:
\( \mathrm{(CN)_{2(g)} + 2OH_{(aq)}^- \rightarrow CN_{(aq)}^- + CNO_{(aq)}^- + H_2O_{(l)}} \)

અહીં સમાન સંયોજનનું જ ઑક્સિડેશન અને રિડક્શન થાય છે, તો આ પ્રક્રિયાને વિષમીકરણ પ્રક્રિયા કહે છે. આથી, એમ પણ કહી શકાય કે બેઝિક માધ્યમમાં સાયનાઇડનું વિઘટન એ વિષમીકરણ પ્રક્રિયા છે.

In simple words: This reaction is a disproportionation reaction. The carbon in \( \mathrm{(CN)_2} \) has an oxidation state of +3. It is oxidized to +4 in \( \mathrm{CNO^-} \) and reduced to +2 in \( \mathrm{CN^-} \). This means the same element, carbon, is both oxidized and reduced. Therefore, the decomposition of cyanide in a basic medium is a disproportionation reaction.

Exam Tip: A disproportionation reaction is characterized by a single element being simultaneously oxidized and reduced. Always verify oxidation states of the key elements in both reactants and products to confirm this type of reaction.

 

Question 21. \( \mathrm{MnO_4^{2-}} \) [વણમાં અસ્થાયી હોય છે તથા વિષમીકરણ દ્વારા \( \mathrm{Mn^{2+}} \), \( \mathrm{MnO_2} \) અને \( \mathrm{H^+} \) આયન આપે છે. આ પ્રક્રિયા માટે સમતોલિત આયનીય સમીકરણ લખો.]
Answer:
\( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) \rightarrow MnO_{2(s)} + Mn^{2+}_{(aq)} + H^+_{(aq)}} \)

અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) \rightarrow MnO_{4(aq)}^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) \rightarrow MnO_{2(s)}} \)

e- ઉમેરી ઑક્સિડેશન આંકનું સંતુલન કરતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) \rightarrow MnO_{4(aq)}^- + e^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 2e^- \rightarrow MnO_{2(s)}} \)

ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા માં \( \mathrm{H_2O} \) ઉમેરી \( \mathrm{H} \) અને \( \mathrm{O} \) પરમાણુનું સંતુલન કરતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 2H_2O \rightarrow MnO_{4(aq)}^- + 4H_{(aq)}^+ + e^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 4H_{(aq)}^+ + 2e^- \rightarrow MnO_{2(s)} + 2H_2O} \)

હવે \( \mathrm{O.H.R.} \) ને 2 વડે ગુણતા અને \( \mathrm{R.H.R.} \) સાથે સરવાળો કરતાં:
\( 2\mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 4H_2O \rightarrow 2MnO_{4(aq)}^- + 8H_{(aq)}^+ + 2e^-} \)
\( \mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 4H_{(aq)}^+ + 2e^- \rightarrow MnO_{2(s)} + 2H_2O} \)
\( 3\mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 2H_2O \rightarrow 2MnO_{4(aq)}^- + MnO_{2(s)} + 4H_{(aq)}^+ } \)

In simple words: The given reaction shows \( \mathrm{MnO_4^{2-}} \) undergoing disproportionation. This means it acts as both an oxidizer and a reducer. The balanced ionic equation for this process is obtained by separating it into oxidation and reduction half-reactions, balancing atoms and charges using water and hydrogen ions, and then combining them to get the final equation: \( 3\mathrm{MnO_4^{2-}(aq) + 2H_2O \rightarrow 2MnO_{4(aq)}^- + MnO_{2(s)} + 4H_{(aq)}^+ } \).

Exam Tip: For disproportionation reactions, the reactant is both oxidized and reduced. Split the main reactant into two half-reactions, balance each independently (atoms, then charge), and then combine them, ensuring electrons cancel out. Always specify the medium if it affects balancing (e.g., acidic or basic).

 

Question 22. નીચેના તત્ત્વોને ધ્યાનમાં રાખી ઉત્તર આપો:
Cs, Ne, I અને F
(a) એવું તત્ત્વ ઓળખી બતાવો કે જે માત્ર ઋણ ઑક્સિડેશન અવસ્થા દર્શાવે છે.
(b) એવું તત્ત્વ ઓળખી બતાવો કે જે માત્ર ધન ઑક્સિડેશન અવસ્થા દર્શાવે છે.
(c) એવું તત્ત્વ ઓળખી બતાવો કે જે ધન અને ઋણ એમ બંને ઑક્સિડેશન અવસ્થા દર્શાવે છે.
(d) એવું તત્ત્વ ઓળખી બતાવો કે જે ન ધન કે ન ઋણ ઑક્સિડેશન અવસ્થા દર્શાવે છે.
Answer:
(a) \( \mathrm{F} \) એ ફક્ત ઋણ ઑક્સિડેશન આંક ધરાવે છે. (સામાન્ય રીતે -1).
(b) \( \mathrm{Cs} \) એ +1 ધન ઑક્સિડેશન આંક ધરાવે છે.
(c) \( \mathrm{I} \) એ ધન અને ઋણ બંને ઑક્સિડેશન આંક ધરાવે છે. \( \mathrm{I} \) એ -1, +1, +3, +5, +7 જેવી ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવે છે.
(d) \( \mathrm{Ne} \) ની ઑક્સિડેશન અવસ્થા 0 છે. તે ધન કે ઋણ ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવી શકે નહીં.

In simple words: (a) Fluorine always shows a negative oxidation state, usually -1. (b) Cesium always shows a positive oxidation state of +1. (c) Iodine can have both positive (-1, +1, +3, +5, +7) and negative (-1) oxidation states. (d) Neon, a noble gas, has an oxidation state of 0 and cannot exhibit positive or negative states.

Exam Tip: Remember the general rules for oxidation states of common elements: fluorine is always -1, alkali metals are always +1. Noble gases typically have 0 oxidation state as they are unreactive. Halogens (except F) can show a range of positive and negative oxidation states.

 

Question 23. પીવાના પાણીના શુદ્ધીકરણમાં ક્લોરિનનો ઉપયોગ થાય છે. ક્લોરિનનું વધુ પ્રમાણ હાનિકારક છે. વધારાના ક્લોરિનને સલ્ફર ડાયોક્સાઇડ વડે દૂર કરવામાં આવે છે. પાણીમાં થતા આ રેડોક્ષ ફેરફાર માટે સમતોલિત સમીકરણ લખો.
Answer:

આપેલ રેડોક્ષ પ્રક્રિયા:
\( \mathrm{Cl_{2(s)} + SO_{2(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow Cl_{(aq)}^- + SO_{4(aq)}^{2-}} \)

અર્ધપ્રક્રિયાઓ લખતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{SO_{2(aq)} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cl_{2(s)} \rightarrow Cl_{(aq)}^-} \)

\( \mathrm{e^-} \) ઉમેરી સંતુલન કરતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{SO_{2(aq)} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-} + 2e^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cl_{2(s)} + 2e^- \rightarrow 2Cl_{(aq)}^-} \)

ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા માં \( \mathrm{H} \) અને \( \mathrm{O} \) નું સંતુલન \( \mathrm{H_2O} \) ઉમેરી કરતાં અને પછી માધ્યમના આધારે વીજભાર સંતુલિત કરતાં:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{SO_{2(aq)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-} + 4H_{(aq)}^+ + 2e^-} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cl_{2(s)} + 2e^- \rightarrow 2Cl_{(aq)}^-} \)

કુલ પ્રક્રિયા:
\( \mathrm{SO_{2(aq)} + Cl_{2(s)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow SO_{4(aq)}^{2-} + 4H_{(aq)}^+ + 2Cl_{(aq)}^-} \)

In simple words: When sulfur dioxide removes excess chlorine from water, chlorine (with oxidation state 0) gets reduced to chloride ions (oxidation state -1). Sulfur dioxide (sulfur's oxidation state +4) gets oxidized to sulfate ions (sulfur's oxidation state +6). The balanced equation includes water and hydrogen ions to account for oxygen and hydrogen changes.

Exam Tip: For environmental chemistry questions involving redox, always identify the initial and final oxidation states of the key elements. This helps determine which species is oxidized and which is reduced, making it easier to balance the half-reactions.

 

Question 24. તમારા પાઠ્યપુસ્તકમાં આપેલા આવર્તકોષ્ટકનો અભ્યાસ કરો અને નીચેના પ્રશ્નોના ઉત્તર આપો :
(a) વિષમીકરણ પ્રક્રિયા દર્શાવી શકે તેવી સંભવિત અધાતુઓને પસંદ કરો.
(b) વિષમીકરણ પ્રક્રિયા દર્શાવી શકે તેવી ત્રણ ધાતુઓને પસંદ કરો.
Answer:

વિષમીકરણ પ્રક્રિયામાં ભાગ લેતો પ્રક્રિયક ઓછામાં ઓછી ત્રણ ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવે છે.

(a) \( \mathrm{P} \), \( \mathrm{Cl} \) અને \( \mathrm{S} \) આ ત્રણ તત્ત્વો ત્રણ કરતાં વધુ ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવે છે. તેથી તે વિષમીકરણ પ્રક્રિયા દર્શાવે છે.
(b) \( \mathrm{Mn} \), \( \mathrm{Cu} \) અને \( \mathrm{Ga} \) એ વિષમીકરણ પ્રક્રિયા દર્શાવે છે. આ તત્ત્વો પણ ત્રણ કરતાં વધુ ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવે છે.

In simple words: (a) Non-metals that can undergo disproportionation (showing at least three oxidation states) include phosphorus, chlorine, and sulfur. (b) Metals that can undergo disproportionation (also showing at least three oxidation states) include manganese, copper, and gallium.

Exam Tip: Disproportionation reactions require an element to have at least three stable oxidation states, allowing it to be simultaneously oxidized and reduced. Common examples often include elements from groups 14-17 with varying oxidation states.

 

Question 25. એમોનિયા વાયુના ઑક્સિડેશનથી નાઇટ્રિક ઑક્સાઇડ અને પાણીની વરાળ બને છે. 10 g એમોનિયા અને 20 g ઑક્સિજન દ્વારા નાઇટ્રિક ઑક્સાઇડનો મહત્તમ કેટલો જથ્થો પ્રાપ્ત થશે ?
Answer:

• સંતુલિત રાસાયણિક પ્રક્રિયા:
  \( 4\mathrm{NH_{3(g)}} + 5\mathrm{O_{2(g)}} \rightarrow 4\mathrm{NO_{(g)}} + 6\mathrm{H_2O_{(g)}} \)
  \( 4 \times 17 \mathrm{ gm} \quad 5 \times 32 \mathrm{ gm} \quad 4 \times 30 \mathrm{ gm} \quad 6 \times 18 \mathrm{ gm} \)
  \( = 68 \mathrm{ gm} \quad = 160 \mathrm{ gm} \quad = 120 \mathrm{ gm} \quad = 108 \mathrm{ gm} \)
• 68 gm \( \mathrm{NH_3} \) એ 160 gm \( \mathrm{O_2} \) સાથે સંયોજાય છે.
  તેથી 10 gm \( \mathrm{NH_3} = \frac{10 \times 160}{68} = 23.53 \mathrm{ gm} \)
• પરંતુ 20 gm \( \mathrm{O_2} \) આપેલ છે. તેથી તે સીમિત પ્રક્રિયક છે. હવે 160 gm \( \mathrm{O_2} \) એ 120 gm \( \mathrm{NO} \) આપે છે.
  તેથી 20 gm \( \mathrm{O_2} = \frac{120 \times 20}{160} = 15 \mathrm{ gm} \)
• તેથી મહત્તમ 15 gm નાઈટ્રિક ઑક્સાઇડ પ્રાપ્ત થાય.

In simple words: We need to find the maximum amount of nitric oxide from 10 g of ammonia and 20 g of oxygen. First, write the balanced chemical equation. Then, use the molar masses to find how much oxygen is needed for 10g of ammonia, which is 23.53g. Since we only have 20g of oxygen, it's the limiting reactant. Using the oxygen amount, calculate that 20g of oxygen will produce 15g of nitric oxide.

Exam Tip: For stoichiometry problems, always start with a balanced chemical equation. Identify the limiting reactant by comparing the available amounts of reactants to their stoichiometric ratios. Then, use the limiting reactant to calculate the maximum theoretical yield of the product.

 

Question 26. કોષ્ટક-8.1 માં (પ્રશ્ન નં-39 માં, કોષ્ટક) આપેલા પ્રમાણિત વિદ્યુતધ્રુવ પોટેન્શિયલનો ઉપયોગ કરી અનુમાન કરો કે નીચે દર્શાવેલા પ્રક્રિયકો વચ્ચે પ્રક્રિયા સંભવ છે ?
(a) \( \mathrm{Fe^{3+}_{(aq)}} \) અને \( \mathrm{I_{(aq)}^-} \)
(b) \( \mathrm{Ag_{(aq)}^+ } \) અને \( \mathrm{Cu_{(s)}} \)
(c) \( \mathrm{Fe^{3+}_{(aq)}} \) અને \( \mathrm{Cu_{(s)}} \)
(d) \( \mathrm{Ag_{(s)}} \) અને \( \mathrm{Fe^{3+}_{(aq)}} \)
(e) \( \mathrm{Br_{2(aq)}} \) અને \( \mathrm{Fe^{2+}_{(aq)}} \)
Answer:

માટે પ્રમાણિત વિદ્યુતધ્રુવ પોટેન્શિયલ (E°) ની કિંમતો (પુસ્તકમાંથી) લો:
\( \mathrm{E^{\circ}_{Fe^{3+}/Fe^{2+}} = +0.77 \mathrm{ V}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{I_2/I^-} = +0.54 \mathrm{ V}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{Ag^+/Ag} = +0.80 \mathrm{ V}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{Cu^{2+}/Cu} = +0.34 \mathrm{ V}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{Br_2/Br^-} = +1.09 \mathrm{ V}} \)

(a) \( \mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + I_{(aq)}^-} \) ની શક્ય પ્રક્રિયા:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( 2\mathrm{I_{(aq)}^- \rightarrow I_{2(s)} + 2e^-} \); \( \mathrm{E^{\circ} = -0.54 \mathrm{ volt}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( [\mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + e^- \rightarrow Fe^{2+}_{(aq)}}] \times 2 \); \( \mathrm{E^{\circ} = +0.77 \mathrm{ volt}} \)
\( 2\mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + 2I_{(aq)}^- \rightarrow 2Fe^{2+}_{(aq)} + I_{2(s)}} \); \( \mathrm{E^{\circ}_{cell} = +0.23 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) ધન છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય છે.

(b) \( \mathrm{Ag_{(aq)}^+ + Cu_{(s)}} \) ની શક્ય પ્રક્રિયા:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cu_{(s)} \rightarrow Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^-} \); \( \mathrm{E^{\circ} = -0.34 \mathrm{ volt}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( [\mathrm{Ag_{(aq)}^+ + e^- \rightarrow Ag_{(s)}}] \times 2 \); \( \mathrm{E^{\circ} = +0.80 \mathrm{ volt}} \)
\( 2\mathrm{Ag_{(aq)}^+ + Cu_{(s)} \rightarrow 2Ag_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)}} \); \( \mathrm{E^{\circ}_{cell} = +0.46 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) ધન છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય છે.

(c) \( \mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + Cu_{(s)}} \) વચ્ચેની શક્ય પ્રક્રિયા:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Cu_{(s)} \rightarrow Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^-} \); \( \mathrm{E^{\circ} = -0.34 \mathrm{ volt}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( [\mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + e^- \rightarrow Fe^{2+}_{(aq)}}] \times 2 \); \( \mathrm{E^{\circ} = +0.77 \mathrm{ volt}} \)
\( 2\mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + Cu_{(s)} \rightarrow 2Fe^{2+}_{(aq)} + Cu^{2+}_{(aq)}} \); \( \mathrm{E^{\circ}_{cell} = +0.43 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) ધન છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય છે.

(d) \( \mathrm{Ag_{(s)} + Fe^{3+}_{(aq)}} \) વચ્ચેની શક્ય પ્રક્રિયા:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Ag_{(s)} \rightarrow Ag_{(aq)}^+ + e^-} \); \( \mathrm{E^{\circ} = -0.80 \mathrm{ volt}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( [\mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + e^- \rightarrow Fe^{2+}_{(aq)}}] \times 2 \); \( \mathrm{E^{\circ} = +0.77 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{Ag_{(s)} + 2Fe^{3+}_{(aq)} \rightarrow Ag_{(aq)}^+ + 2Fe^{2+}_{(aq)}} \); \( \mathrm{E^{\circ}_{cell} = -0.03 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) ઋણ છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય નથી.

(e) \( \mathrm{Br_{2(aq)} + Fe^{2+}_{(aq)}} \) વચ્ચેની શક્ય પ્રક્રિયા:
ઑક્સિડેશન અર્ધપ્રક્રિયા: \( [\mathrm{Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow Fe^{3+}_{(aq)} + e^-}] \times 2 \); \( \mathrm{E^{\circ} = -0.77 \mathrm{ volt}} \)
રિડક્શન અર્ધપ્રક્રિયા: \( \mathrm{Br_{2(aq)} + 2e^- \rightarrow 2Br_{(aq)}^-} \); \( \mathrm{E^{\circ} = +1.09 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{Br_{2(aq)} + 2Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow 2Br_{(aq)}^- + 2Fe^{3+}_{(aq)}} \); \( \mathrm{E^{\circ}_{cell} = +0.32 \mathrm{ volt}} \)
\( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) ધન છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય છે.

In simple words: To determine if a reaction is possible, calculate the cell potential (\( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \)) by subtracting the oxidation potential from the reduction potential. If \( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) is positive, the reaction is spontaneous and possible. Based on calculations, reactions (a), (b), (c), and (e) are possible as their \( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) values are positive. Reaction (d) is not possible because its \( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) is negative.

Exam Tip: For predicting reaction spontaneity using standard electrode potentials, always remember that a positive \( \mathrm{E^{\circ}_{cell}} \) indicates a spontaneous reaction, while a negative value indicates a non-spontaneous reaction. \( \mathrm{E^{\circ}_{cell} = E^{\circ}_{reduction} - E^{\circ}_{oxidation}} \).

 

Question 27. નીચેના વિદ્યુતવિભાજનથી મળતી નીપજોનું અનુમાન કરો :
(I) \( \mathrm{AgNO_3} \) ના જલીય દ્રાવણમાં સિલ્વર વિદ્યુતધ્રુવ
(ii) \( \mathrm{AgNO_3} \) ના જલીય દ્રાવણમાં પ્લેટિનમ વિદ્યુતધ્રુવ
(iii) મંદ \( \mathrm{H_2SO_4} \) ના જલીય દ્રાવણમાં પ્લેટિનમ વિદ્યુતધ્રુવ
(iv) મંદ \( \mathrm{CuCl_2} \) ના દ્રાવણમાં પ્લેટિનમ વિદ્યુતધ્રુવ
Answer:
(i) \( \mathrm{AgNO_3} \) ના જલીય દ્રાવણમાં \( \mathrm{Ag_{(aq)}^+ } \) અને \( \mathrm{NO_{3(aq)}^-} \) આયનો આપે છે.
\( \mathrm{AgNO_{3(aq)} \rightarrow Ag_{(aq)}^+ + NO_{3(aq)}^-} \)

• વિદ્યુતવિભાજન દરમિયાન \( \mathrm{Ag^+} \) અથવા \( \mathrm{H_2O} \) ના અણુઓ કૅથોડ ઉપર રિડક્શન પામે. પરંતુ \( \mathrm{Ag^+} \) નો રિડક્શન પોટેન્શિયલ \( \mathrm{H_2O} \) કરતાં વધુ છે.
  \( \mathrm{Ag_{(aq)}^+ + e^- \rightarrow Ag_{(s)}} \mathrm{E^{\circ} = +0.80 \mathrm{ volt}} \)
  \( 2\mathrm{H_2O_{(l)} + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH_{(aq)}^-} \mathrm{E^{\circ} = -0.83 \mathrm{ volt}} \)
  આથી કૅથોડ ઉપર \( \mathrm{Ag^+} \) આયન રિડક્શન પામશે.
• આ જ રીતે, \( \mathrm{Ag} \) ધાતુ અથવા \( \mathrm{H_2O} \) ના અણુ ઍનોડ ઉપર ઑક્સિડેશન પામશે. પરંતુ \( \mathrm{Ag} \) નો ઑક્સિડેશન પોટેન્શિયલ \( \mathrm{H_2O} \) કરતાં વધુ છે તેથી \( \mathrm{Ag} \) ધાતુ ઍનોડ ઉપર ઑક્સિડેશન પામશે.
  \( \mathrm{Ag_{(s)} \rightarrow Ag_{(aq)}^+ + e^-} \mathrm{E^{\circ} = -0.80 \mathrm{ volt}} \)
  \( 2\mathrm{H_2O_{(l)} \rightarrow O_{2(g)} + 4H_{(aq)}^+ + 4e^-} \mathrm{E^{\circ} = -1.23 \mathrm{ volt}} \)
  આથી, કૅથોડ પર \( \mathrm{Ag} \) નું જમા થાય છે અને ઍનોડ પર \( \mathrm{Ag} \) ધાતુનું દ્રાવણમાં રૂપાંતર થાય છે.

(ii) \( \mathrm{Pt} \) નું ઑક્સિડેશન થતું નથી તેથી ઍનોડ ઉપર પાણીનું ઑક્સિડેશન થઈ \( \mathrm{O_2} \), છૂટો પડે છે. કૅથોડ ઉપર \( \mathrm{Ag} \) આયન રિડક્શન પામી જમા થાય છે.

(iii) \( \mathrm{H_2SO_4} \) ના જલીય દ્રાવણમાં તે \( \mathrm{H^+} \) અને \( \mathrm{SO_4^{2-}} \) આયનો આપે છે.
\( \mathrm{H_2SO_{4(aq)} \rightarrow 2H_{(aq)}^+ + SO_{4(aq)}^{2-}} \)

• વિદ્યુતવિભાજન દરમિયાન \( \mathrm{H^+} \) અથવા \( \mathrm{H_2O} \) અણુ કૅથોડ ઉપર રિડક્શન પામે. પરંતુ \( \mathrm{H^+} \) નો રિડક્શન પોટેન્શિયલ \( \mathrm{H_2O} \) કરતાં વધુ હોવાથી કૅથોડ ઉપર \( \mathrm{H^+} \) નું રિડક્શન થઈ \( \mathrm{H_2} \) વાયુ છૂટો પડે છે.
  \( 2\mathrm{H_{(aq)}^+ + 2e^- \rightarrow H_{2(g)}} \mathrm{E^{\circ} = – 0.0 \mathrm{ volt}} \)
  \( 2\mathrm{H_2O_{(aq)} + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH_{(aq)}^-} \mathrm{E^{\circ} = -0.63 \mathrm{ volt}} \)
  આથી, કૅથોડ પર \( \mathrm{H_2} \) વાયુ ઉત્પન્ન થાય છે.
• ઍનોડ ઉપર \( \mathrm{SO_4^{2-}} \) અથવા \( \mathrm{H_2O} \) નું ઑક્સિડેશન થાય. પરંતુ \( \mathrm{SO_4^{2-}} \) ના ઑક્સિડેશન માટે \( \mathrm{H_2O} \) કરતાં વધુ બંધ તોડવાની જરૂર પડે. તેથી \( \mathrm{SO_4^{2-}} \) આયનનો ઑક્સિડેશન પોટેન્શિયલ \( \mathrm{H_2O} \) કરતા ઓછો છે. તેથી ઍનોડ પર \( \mathrm{H_2O} \) નું ઑક્સિડેશન થઈ \( \mathrm{O_2} \) વાયુ છૂટો પડે છે.

(iv) \( \mathrm{CuCl_2} \) નું જલીય દ્રાવણ \( \mathrm{Cu^{2+}} \) અને \( \mathrm{Cl^-} \) આયન આપે છે.
\( \mathrm{CuCl_{2(aq)} \rightarrow Cu_{(aq)}^{2+} + 2Cl_{(aq)}^-} \)

• વિદ્યુતવિભાજન દરમિયાન કૅથોડ ઉપર \( \mathrm{Cu^{2+}} \) આયનનું અથવા \( \mathrm{H_2O} \) નું રિડક્શન થાય પરંતુ \( \mathrm{Cu^{2+}} \) નો રિડક્શન પોટેન્શિયલ \( \mathrm{H_2O} \) કરતાં વધુ હોવાથી કૅથોડ ઉપર \( \mathrm{Cu^{2+}} \) નું રિડક્શન થઈ જમા થાય છે.
  \( \mathrm{Cu_{(aq)}^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu_{(aq)}} \mathrm{E^{\circ} = +0.34 \mathrm{ volt}} \)
  \( \mathrm{H_2O_{(l)} + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-} \mathrm{E^{\circ} = -0.83 \mathrm{ volt}} \)
  આથી, કૅથોડ પર \( \mathrm{Cu} \) જમા થાય છે.
• આ જ રીતે, ઍનોડ પર \( \mathrm{Cl^-} \) અથવા \( \mathrm{H_2O} \) નું ઑક્સિડેશન થાય. પરંતુ \( \mathrm{H_2O} \) નો ઑક્સિડેશન પોર્ટેન્શિયલ \( \mathrm{Cl^-} \) કરતાં વધુ છે.
  \( 2\mathrm{Cl_{(aq)}^- \rightarrow Cl_{2(g)} + 2e^-} \mathrm{E^{\circ} = -1.36 \mathrm{ volt}} \)
  \( 2\mathrm{H_2O_{(l)} \rightarrow O_{2(g)} + 4H_{(aq)}^+ + 4e^-} \mathrm{E^{\circ} = -1.23 \mathrm{ volt}} \)
  પરંતુ \( \mathrm{H_2O} \) નું ઑક્સિડેશન થઈ \( \mathrm{O_2} \) વાયુ મુક્ત કરવા માટે વધુ પોટેન્શિયલની જરૂર પડે છે.
  આથી, ઍનોડ ઉપર \( \mathrm{Cl^-} \) નું ઑક્સિડેશન થઈ \( \mathrm{Cl_2} \) વાયુ મુક્ત થાય છે.

In simple words: (i) With silver electrodes in \( \mathrm{AgNO_3} \) solution, silver metal deposits on the cathode, and the silver electrode itself dissolves at the anode. (ii) With platinum electrodes in \( \mathrm{AgNO_3} \) solution, silver metal deposits on the cathode, and oxygen gas is released at the anode from water oxidation. (iii) For dilute \( \mathrm{H_2SO_4} \) with platinum electrodes, hydrogen gas is produced at the cathode, and oxygen gas is produced at the anode. (iv) For dilute \( \mathrm{CuCl_2} \) with platinum electrodes, copper metal deposits at the cathode, and chlorine gas is released at the anode.

Exam Tip: When predicting electrolysis products, compare the reduction potentials at the cathode and oxidation potentials at the anode for all possible species (ions from salt and water). The species with the highest reduction potential will reduce at the cathode, and the species with the lowest oxidation potential will oxidize at the anode.

 

Question 28. નીચે દર્શાવેલી ધાતુઓને તેમના ક્ષારના દ્રાવણોમાંથી એકબીજાનું વિસ્થાપન કરવાની ક્ષમતાના આધારે ક્રમમાં ગોઠવો :
Al, Cu, Fe, Mg, Zn
Answer:

• \( \mathrm{E^{\circ}_{Al^{3+}/Al} = -1.66 \mathrm{ volt}} \)
• \( \mathrm{E^{\circ}_{Cu^{2+}/Cu} = +0.34 \mathrm{ volt}} \)
• \( \mathrm{E^{\circ}_{Fe^{2+}/Fe} = -0.44 \mathrm{ volt}} \)
• \( \mathrm{E^{\circ}_{Mg^{2+}/Mg} = -2.37 \mathrm{ volt}} \)
• \( \mathrm{E^{\circ}_{Zn^{2+}/Zn} = -0.76 \mathrm{ volt}} \)

જે ધાતુના રિડક્શન પોટેન્શિયલનું ઋણ મૂલ્ય વધારે તેમ તે પ્રબળ રિડક્શનકર્તા તરીકે વર્તે છે. તેથી, વિસ્થાપન કરવાની ક્ષમતાનો ક્રમ છે: \( \mathrm{Mg > Al > Zn > Fe > Cu} \).

• \( \mathrm{Mg} \) એ બાકીની બધી જ ધાતુઓનું વિસ્થાપન કરી શકે છે.
• \( \mathrm{Al} \) એ \( \mathrm{Mg} \) સિવાય બધી જ ધાતુઓના જલીય દ્રાવણમાંથી વિસ્થાપન કરી શકે છે.
• \( \mathrm{Zn} \) એ \( \mathrm{Mg} \) અને \( \mathrm{Al} \) સિવાય બધી જ ધાતુઓના જલીય દ્રાવણમાંથી વિસ્થાપન કરી શકે છે.
• \( \mathrm{Fe} \) એ ફક્ત \( \mathrm{Cu} \) નું વિસ્થાપન કરી શકે છે.

In simple words: The ability of a metal to displace another from its salt solution depends on its standard reduction potential. A more negative reduction potential means a stronger reducing agent, which can displace metals with less negative (or positive) potentials. Based on their potentials, magnesium is the strongest reducing agent, followed by aluminum, zinc, iron, and then copper. So, the displacement order is \( \mathrm{Mg > Al > Zn > Fe > Cu} \).

Exam Tip: For displacement reactions, metals with more negative standard reduction potentials are stronger reducing agents and can displace metals with less negative or positive potentials from their salt solutions. Remember the order of reactivity to predict displacements.

 

Question 29. નીચે પ્રમાણિત વિધુતધ્રુવ પોટેન્શિયલ આપવામાં આવ્યા છે :
\( \mathrm{K^+/K = -2.93V, Ag^+/Ag = 0.80 V} \)
\( \mathrm{Hg^{2+}/Hg = 0.79 V} \)
\( \mathrm{Mg^{2+}/Mg = -2.37 V, Cr^{3+}/Cr = -0.74 V} \)
આ ધાતુઓને તેમની રિડક્શન કરવાની ક્ષમતાના ચઢતા ક્રમમાં ગોઠવો.
Answer:

• જેમ રિડક્શન પોટેન્શિયલનું ઋણ મૂલ્ય વધુ તેમ તે પ્રબળ રિડક્શનકર્તા છે. તેથી રિડક્શન પોટેન્શિયલના મૂલ્યોનો ચઢતો ક્રમ : \( \mathrm{Ag^+/Ag (0.80 V) < Hg^{2+}/Hg (0.79 V) < Cr^{3+}/Cr (-0.74 V) < Mg^{2+}/Mg (-2.37 V) < K^+/K (-2.93 V)} \).
• આથી, રિડક્શનકર્તાનો ચઢતો ક્રમ નીચે મુજબ છે : \( \mathrm{Ag < Hg < Cr < Mg < K} \).

In simple words: A more negative standard reduction potential indicates a stronger reducing agent. So, to arrange the metals in increasing order of their reducing ability, we sort them from the least negative (or positive) potential to the most negative potential. The order of increasing reducing ability is silver, mercury, chromium, magnesium, and potassium.

Exam Tip: Understand that a species with a more negative reduction potential is a stronger reducing agent. To rank reducing agents, arrange them in increasing order of their reducing power, which corresponds to decreasing (more negative) standard reduction potentials.

GSEB Class 11 Chemistry Redoks Reactions NCERT Exemplar Questions

I. Multiple Choice Questions (Type – I)

 

Question 1. Which of the following is not an example of a redox reaction?
(A) \( \text{CuO} + \text{H}_2 \rightarrow \text{Cu} + \text{H}_2\text{O} \)
(B) \( \text{BaCl}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{BaSO}_4 + 2\text{HCl} \)
(C) \( 2\text{K} + \text{F}_2 \rightarrow 2\text{KF} \)
(D) \( \text{BaCl}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{BaSO}_4 + 2\text{HCl} \)
Answer: (D) \( \text{BaCl}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{BaSO}_4 + 2\text{HCl} \)
In this reaction, the oxidation states of the elements do not change.
For \( \text{BaCl}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{BaSO}_4 + 2\text{HCl} \):
\( \text{BaCl}_2 \): Ba \(+2\), Cl \(-1\)
\( \text{H}_2\text{SO}_4 \): H \(+1\), S \(+6\), O \(-2\)
\( \text{BaSO}_4 \): Ba \(+2\), S \(+6\), O \(-2\)
\( \text{HCl} \): H \(+1\), Cl \(-1\)
As we can see, the oxidation state of each element remains the same on both sides of the equation. Therefore, this reaction is not a redox reaction.
In simple words: A redox reaction changes how many electrons atoms seem to have. In this reaction, all atoms keep their original electron count, so it's not a redox reaction.

Exam Tip: A redox reaction involves a change in oxidation states of elements. If no element's oxidation state changes, it's not a redox reaction.

 

Question 2. The more positive the \( \text{E}^\ominus \) value, the greater the tendency for the species to get reduced. Using the standard electrode potentials of the redox couples given below, find out which is the strongest oxidizing agent.
\( \text{E}^\ominus \) values: \( \text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+} = +0.77 \text{ V} \); \( \text{I}_{2(\text{s})}/\text{I}^{-} = +0.54 \text{ V} \); \( \text{Cu}^{2+}/\text{Cu} = +0.34 \text{ V} \); \( \text{Ag}^{+}/\text{Ag} = +0.80 \text{ V} \)
(A) \( \text{Fe}^{3+} \)
(B) \( \text{I}_{2(\text{s})} \)
(C) \( \text{Cu}^{2+} \)
(D) \( \text{Ag}^{+} \)
Answer: (D) \( \text{Ag}^{+} \)
The \( \text{E}^\ominus \text{Ag}^{+}/\text{Ag} \) value is the most positive at \( +0.80 \text{ V} \). A higher positive electrode potential indicates a greater tendency for reduction to occur. Therefore, \( \text{Ag}^{+} \) is the strongest oxidizing agent among the given options.
In simple words: The bigger the positive number for a chemical's \( \text{E}^\ominus \) value, the more it likes to grab electrons. Since \( \text{Ag}^{+} \) has the highest positive number, it's the best at taking electrons, making it the strongest oxidizing agent.

Exam Tip: Remember that a strong oxidizing agent is itself readily reduced. Look for the highest positive standard reduction potential.

 

Question 3. Some \( \text{E}^\ominus \) values for redox couples are provided below. Choose the correct option based on these values:
\( \text{E}^\ominus \) values: \( \text{Br}_2/\text{Br}^{-} = +1.90 \text{ V} \); \( \text{Ag}^{+}/\text{Ag}_{(\text{s})} = +0.80 \text{ V} \); \( \text{Cu}^{2+}/\text{Cu}_{(\text{s})} = +0.34 \text{ V} \); \( \text{I}_{2(\text{s})}/\text{I}^{-} = +0.54 \text{ V} \)
(A) \( \text{Cu} \) will reduce \( \text{Br}^{-} \).
(B) \( \text{Cu} \) will reduce \( \text{Ag} \).
(C) \( \text{Cu} \) will reduce \( \text{I}^{-} \).
(D) \( \text{Cu} \) will reduce \( \text{Br}_2 \).
Answer: (D) \( \text{Cu} \) will reduce \( \text{Br}_2 \).
For a spontaneous reaction, the standard cell potential \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} \) must be positive. \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} = \text{E}^\ominus_{\text{cathode}} - \text{E}^\ominus_{\text{anode}} \). Reduction happens at the cathode, oxidation at the anode.
(D) For \( \text{Cu} + \text{Br}_2 \rightarrow \text{CuBr}_2 \):
Oxidation: \( \text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^{-} \); \( \text{E}^\ominus = -0.34 \text{ V} \)
Reduction: \( \text{Br}_2 + 2\text{e}^{-} \rightarrow 2\text{Br}^{-} \); \( \text{E}^\ominus = +1.09 \text{ V} \)
\( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} = +1.09 - (-0.34) = +1.43 \text{ V} \). Since \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} \) is positive, this reaction is possible. Therefore, \( \text{Cu} \) will reduce \( \text{Br}_2 \).
In simple words: We check if copper can give its electrons to bromine. Since the total voltage for this electron transfer is positive, it means copper can indeed reduce bromine.

Exam Tip: A metal can reduce the ion of another metal if its standard oxidation potential is more positive (or standard reduction potential is more negative) than that of the other metal's ion. For a spontaneous reaction, \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} \) must be greater than zero.

 

Question 4. Using the standard electrode potentials, find out which pair will not undergo a spontaneous redox reaction.
\( \text{E}^\ominus \) values: \( \text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+} = +0.77 \text{ V} \); \( \text{I}_2/\text{I}^{-} = +0.54 \text{ V} \); \( \text{Cu}^{2+}/\text{Cu} = +0.34 \text{ V} \); \( \text{Ag}^{+}/\text{Ag} = +0.80 \text{ V} \)
(A) \( \text{Fe}^{3+} \) and \( \text{I}^{-} \)
(B) \( \text{Ag}^{+} \) and \( \text{Cu} \)
(C) \( \text{Fe}^{3+} \) and \( \text{Cu} \)
(D) \( \text{Ag} \) and \( \text{Fe}^{3+} \)
Answer: (D) \( \text{Ag} \) and \( \text{Fe}^{3+} \)
For a reaction to be non-spontaneous, the standard cell potential \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} \) must be negative.
(D) For \( \text{Ag} + \text{Fe}^{3+} \rightarrow \text{Ag}^{+} + \text{Fe}^{2+} \):
Oxidation: \( \text{Ag} \rightarrow \text{Ag}^{+} + \text{e}^{-} \); \( \text{E}^\ominus = -0.80 \text{ V} \)
Reduction: \( \text{Fe}^{3+} + \text{e}^{-} \rightarrow \text{Fe}^{2+} \); \( \text{E}^\ominus = +0.77 \text{ V} \)
\( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} = \text{E}^\ominus_{\text{cathode}} - \text{E}^\ominus_{\text{anode}} = +0.77 - (+0.80) = -0.03 \text{ V} \). Since \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} \) is negative, this reaction is not spontaneous.
In simple words: To find a reaction that won't happen by itself, we look for a negative total voltage. When silver tries to give electrons to iron(III), the voltage is slightly negative, meaning it won't occur on its own.

Exam Tip: A negative \( \text{E}^\ominus_{\text{cell}} \) value indicates a non-spontaneous reaction, meaning it requires external energy to proceed.

 

Question 5. In the following reactions, iodine and thiosulphate react differently:
\( 2\text{S}_2\text{O}_3^{2-} + \text{I}_2 \rightarrow \text{S}_4\text{O}_6^{2-} + 2\text{I}^{-} \)
\( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} + 2\text{Br}_2 + 5\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{SO}_4^{2-} + 4\text{Br}^{-} + 10\text{H}^{+} \)
Which of the following statements justifies the dual behavior of thiosulphate?
(A) Bromine is a stronger oxidizing agent than iodine.
(B) Bromine is a weaker oxidizing agent than iodine.
(C) In these reactions, thiosulphate is oxidized by bromine and reduced by iodine.
(D) In these reactions, bromine is oxidized and iodine is reduced.
Answer: (A) Bromine is a stronger oxidizing agent than iodine.
In the first reaction, thiosulphate (\( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} \)) reacts with iodine (\( \text{I}_2 \)) to form tetrathionate (\( \text{S}_4\text{O}_6^{2-} \)). Here, the oxidation state of sulfur changes from \( +2 \) in \( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} \) to \( +2.5 \) in \( \text{S}_4\text{O}_6^{2-} \). Iodine is reduced from \( 0 \) to \( -1 \).
In the second reaction, thiosulphate (\( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} \)) reacts with bromine (\( \text{Br}_2 \)) to form sulfate (\( \text{SO}_4^{2-} \)). Here, the oxidation state of sulfur changes from \( +2 \) in \( \text{S}_2\text{O}_3^{2-} \) to \( +6 \) in \( \text{SO}_4^{2-} \). Bromine is reduced from \( 0 \) to \( -1 \).
The greater change in oxidation state of sulfur (from \( +2 \) to \( +6 \)) when reacting with bromine compared to iodine (from \( +2 \) to \( +2.5 \)) indicates that bromine is a much stronger oxidizing agent than iodine. It pushes sulfur to a higher oxidation state.
In simple words: Thiosulphate reacts differently because bromine is a stronger electron-taker than iodine. Bromine makes sulfur lose more electrons, pushing it to a much higher oxidation state compared to iodine.

Exam Tip: The extent of oxidation of a reducing agent (like thiosulphate) depends on the strength of the oxidizing agent (like iodine vs. bromine). A stronger oxidizing agent will cause a larger increase in the oxidation state of the reducing agent.

 

Question 6. The oxidation state of an element in a compound is determined by certain rules. Which of the following rules is incorrect in this context?
(A) The oxidation state of hydrogen is always \( +1 \).
(B) The algebraic sum of all oxidation states in a compound is zero.
(C) The oxidation state of an element in its free or uncombined state is zero.
(D) The oxidation state of fluorine in all its compounds is \( -1 \).
Answer: (A) The oxidation state of hydrogen is always \( +1 \).
The statement that the oxidation state of hydrogen is always \( +1 \) is incorrect. While it is \( +1 \) in most compounds, in metal hydrides (e.g., \( \text{NaH}, \text{CaH}_2 \)), hydrogen has an oxidation state of \( -1 \). Also, in its elemental form (\( \text{H}_2 \)), its oxidation state is \( 0 \).
In simple words: The rule that hydrogen's electron-count is always \( +1 \) is wrong. Sometimes it's \( -1 \) (like in metal hydrides) or \( 0 \) (when it's by itself as a gas).

Exam Tip: Remember the exceptions to common oxidation state rules, especially for hydrogen (in hydrides) and oxygen (in peroxides, superoxides, and compounds with fluorine).

 

Question 7. Which of the following compounds has an element showing two different oxidation states?
(A) \( \text{NH}_2\text{OH} \)
(B) \( \text{NH}_4\text{NO}_3 \)
(C) \( \text{N}_2\text{H}_4 \)
(D) \( \text{N}_3\text{H} \)
Answer: (B) \( \text{NH}_4\text{NO}_3 \)
In ammonium nitrate, \( \text{NH}_4\text{NO}_3 \), nitrogen exists in two different oxidation states.
It can be split into two parts: \( \text{NH}_4^{+} \) (ammonium ion) and \( \text{NO}_3^{-} \) (nitrate ion).
In \( \text{NH}_4^{+} \): Let the oxidation state of N be \( x \). \( x + 4(+1) = +1 \implies x = -3 \).
In \( \text{NO}_3^{-} \): Let the oxidation state of N be \( y \). \( y + 3(-2) = -1 \implies y = +5 \).
Therefore, nitrogen in \( \text{NH}_4\text{NO}_3 \) has oxidation states of \( -3 \) and \( +5 \).
In simple words: In ammonium nitrate, nitrogen is found in two forms with different electron counts. One part of the molecule has nitrogen with a \( -3 \) count, and the other part has it with a \( +5 \) count.

Exam Tip: For ionic compounds with polyatomic ions, determine the oxidation states of the central atom in each ion separately. This often reveals multiple oxidation states for the same element if it appears in different ions within the compound.

 

Question 8. Which of the following arrangements shows the increasing oxidation state of the central atom?
(A) \( \text{CrO}_2^{-}, \text{ClO}_3^{-}, \text{CrO}_4^{2-}, \text{MnO}_4^{-} \)
(B) \( \text{ClO}_3^{-}, \text{CrO}_4^{2-}, \text{MnO}_4^{-}, \text{CrO}_2^{-} \)
(C) \( \text{CrO}_2^{-}, \text{ClO}_3^{-}, \text{MnO}_4^{-}, \text{CrO}_4^{2-} \)
(D) \( \text{CrO}_4^{2-}, \text{MnO}_4^{-}, \text{CrO}_2^{-}, \text{ClO}_3^{-} \)
Answer: (A) \( \text{CrO}_2^{-}, \text{ClO}_3^{-}, \text{CrO}_4^{2-}, \text{MnO}_4^{-} \)
Let's calculate the oxidation state of the central atom in each species:
1. In \( \text{CrO}_2^{-} \): \( \text{Cr} + 2(-2) = -1 \implies \text{Cr} = +3 \).
2. In \( \text{ClO}_3^{-} \): \( \text{Cl} + 3(-2) = -1 \implies \text{Cl} = +5 \).
3. In \( \text{CrO}_4^{2-} \): \( \text{Cr} + 4(-2) = -2 \implies \text{Cr} = +6 \).
4. In \( \text{MnO}_4^{-} \): \( \text{Mn} + 4(-2) = -1 \implies \text{Mn} = +7 \).
Arranging them in increasing order of oxidation states: \( \text{CrO}_2^{-} (+3), \text{ClO}_3^{-} (+5), \text{CrO}_4^{2-} (+6), \text{MnO}_4^{-} (+7) \).
In simple words: We find the electron-count for the main atom in each chemical. Then, we line them up from the smallest count to the largest count to get the correct order.

Exam Tip: To find the oxidation state of the central atom in a polyatomic ion, assign standard oxidation states to oxygen (\(-2\)) and other known elements, then solve for the unknown to match the overall charge of the ion.

 

Question 10. Identify the disproportionation reaction:
(A) \( \text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
(B) \( \text{CH}_4 + 4\text{Cl}_2 \rightarrow \text{CCl}_4 + 4\text{HCl} \)
(C) \( 2\text{F}_2 + 2\text{OH}^{-} \rightarrow 2\text{F}^{-} + \text{OF}_2 + \text{H}_2\text{O} \)
(D) \( 2\text{NO}_2 + 2\text{OH}^{-} \rightarrow \text{NO}_2^{-} + \text{NO}_3^{-} + \text{H}_2\text{O} \)
Answer: (D) \( 2\text{NO}_2 + 2\text{OH}^{-} \rightarrow \text{NO}_2^{-} + \text{NO}_3^{-} + \text{H}_2\text{O} \)
A disproportionation reaction is a type of redox reaction where a single element in a single compound is both oxidized and reduced. Let's analyze the oxidation states in option (D):
In \( \text{NO}_2 \): Let the oxidation state of N be \( x \). \( x + 2(-2) = 0 \implies x = +4 \).
In \( \text{NO}_2^{-} \): Let the oxidation state of N be \( y \). \( y + 2(-2) = -1 \implies y = +3 \).
In \( \text{NO}_3^{-} \): Let the oxidation state of N be \( z \). \( z + 3(-2) = -1 \implies z = +5 \).
Here, nitrogen in \( \text{NO}_2 \) (oxidation state \( +4 \)) is reduced to \( \text{NO}_2^{-} \) (oxidation state \( +3 \)) and oxidized to \( \text{NO}_3^{-} \) (oxidation state \( +5 \)). Since nitrogen is simultaneously oxidized and reduced, this is a disproportionation reaction.
In simple words: This is a special type of reaction where one chemical (nitrogen dioxide) both gains and loses electrons at the same time. The nitrogen in \( \text{NO}_2 \) gets its electron count lowered in one product and raised in another.

Exam Tip: To identify a disproportionation reaction, look for a single element that has an intermediate oxidation state in the reactant and then appears in two different products with both a higher and a lower oxidation state.

 

Question 11. Which of the following elements does not undergo disproportionation reaction?
(A) \( \text{Cl} \)
(B) \( \text{Br} \)
(C) \( \text{F} \)
(D) \( \text{I} \)
Answer: (C) \( \text{F} \)
For an element to undergo disproportionation, it must be able to exist in at least three different oxidation states – an intermediate state (in the reactant), a higher oxidation state (in one product, due to oxidation), and a lower oxidation state (in another product, due to reduction).
Fluorine is the most electronegative element and always exhibits an oxidation state of \( -1 \) in its compounds (except for \( \text{F}_2 \), where it's \( 0 \)). It cannot be oxidized to a higher positive oxidation state. Therefore, fluorine cannot undergo disproportionation.
Chlorine, bromine, and iodine can exhibit various positive oxidation states (e.g., \( +1, +3, +5, +7 \)) in addition to \( -1 \) and \( 0 \), allowing them to undergo disproportionation reactions.
In simple words: An element needs to be able to have at least three different electron counts to do a disproportionation reaction. Fluorine can only be \( -1 \) in compounds, so it can't increase and decrease its electron count at the same time.

Exam Tip: Elements that are limited to one oxidation state in their compounds, or only have one possible higher/lower oxidation state beyond their elemental form, cannot undergo disproportionation reactions. Fluorine is a classic example due to its high electronegativity and lack of positive oxidation states.

II. Multiple Choice Questions (Type – II)

 

Question 1. For the following decomposition reaction, which statement(s) is/are correct/incorrect?
\( 2\text{KClO}_3 \rightarrow 2\text{KCl} + 3\text{O}_2 \)
(A) Potassium is oxidized.
(B) Chlorine is oxidized.
(C) Oxygen is reduced.
(D) Neither species is oxidized nor reduced.
Answer: (B) Chlorine is oxidized.
(C) Oxygen is reduced.
Let's analyze the oxidation states in the reaction: \( 2\text{KClO}_3 \rightarrow 2\text{KCl} + 3\text{O}_2 \)
In \( \text{KClO}_3 \): K \(+1\), O \(-2\). Let Cl be \( x \). \( +1 + x + 3(-2) = 0 \implies x = +5 \).
In \( \text{KCl} \): K \(+1\), Cl \(-1\).
In \( \text{O}_2 \): O \(0\).
- Potassium's oxidation state remains \( +1 \) in both \( \text{KClO}_3 \) and \( \text{KCl} \). So (A) is incorrect.
- Chlorine's oxidation state changes from \( +5 \) in \( \text{KClO}_3 \) to \( -1 \) in \( \text{KCl} \). This is a reduction, not oxidation. So (B) is incorrect.
- Oxygen's oxidation state changes from \( -2 \) in \( \text{KClO}_3 \) to \( 0 \) in \( \text{O}_2 \). This is an oxidation, not a reduction. So (C) is incorrect.
- Since chlorine is reduced and oxygen is oxidized, (D) is incorrect.

*Self-correction: The provided answer is (B) and (C) as correct. This implies the question means "Which statements are **incorrect**?". Let's re-evaluate based on the common understanding for MCQ Type-II where multiple correct options are possible. If it means "correct", (A), (B), (C), (D) are all incorrect based on my calculation. If it means "incorrect", then all four (A, B, C, D) would be incorrect, which is not usually the expected answer format. Let's assume there's a typo in the question or expected answer. I will provide the analysis based on standard chemical principles.*

*Re-reading the question text: `કયું વિધાન | વિધાનો સાચું / સાચાં નથી ?` means "Which statement(s) is/are **not** correct?" or "Which statement(s) is/are **false**?".*

Based on this, let's re-evaluate:
(A) Potassium is oxidized. Oxidation state of K: \( +1 \rightarrow +1 \). False.
(B) Chlorine is oxidized. Oxidation state of Cl: \( +5 \rightarrow -1 \). This is reduction. So the statement "Chlorine is oxidized" is False.
(C) Oxygen is reduced. Oxidation state of O: \( -2 \rightarrow 0 \). This is oxidation. So the statement "Oxygen is reduced" is False.
(D) Neither species is oxidized nor reduced. This is False, as Cl is reduced and O is oxidized.

If the question asks for incorrect statements, all four (A, B, C, D) are incorrect. This is very unusual. Let's assume the question's intended meaning for "સાચું / સાચાં નથી" means "Identify the redox processes that DO NOT HAPPEN or identify the general processes that are FALSE".
However, the provided solution states (A) and (D) as correct for "NOT correct". Let's follow the provided OCR answer and check if they are false statements.
(A) Potassium is oxidized. Oxidation state of K is +1 on both sides. So this statement is false. -> Correct as an 'incorrect statement'.
(B) Chlorine is oxidized. Oxidation state of Cl is +5 to -1. This is reduction. So this statement is false. -> Incorrect as an 'incorrect statement' as it's not selected in the answer. Perhaps the question or answer key is tricky.
(C) Oxygen is reduced. Oxidation state of O is -2 to 0. This is oxidation. So this statement is false. -> Incorrect as an 'incorrect statement'.
(D) Neither species is oxidized nor reduced. This is false, because Cl is reduced and O is oxidized. -> Correct as an 'incorrect statement'.

Given the discrepancy and the instruction to follow the source answer (A and D), I will output the analysis based on the assumption that the question means "Which statements are false?", and that (A) and (D) are indeed false statements.

Answer: (A) Potassium is oxidized.
(D) Neither species is oxidized nor reduced.
Let's analyze the oxidation states in the reaction: \( 2\text{KClO}_3 \rightarrow 2\text{KCl} + 3\text{O}_2 \)
In \( \text{KClO}_3 \): Potassium \( (+1) \), Oxygen \( (-2) \). For Chlorine \( (\text{Cl}) \), let its oxidation state be \( x \). So, \( (+1) + x + 3(-2) = 0 \implies x = +5 \).
In \( \text{KCl} \): Potassium \( (+1) \), Chlorine \( (-1) \).
In \( \text{O}_2 \): Oxygen \( (0) \).
- **Potassium's oxidation state:** Changes from \( +1 \) to \( +1 \). It is neither oxidized nor reduced. Therefore, the statement "(A) Potassium is oxidized" is false.
- **Chlorine's oxidation state:** Changes from \( +5 \) to \( -1 \). This is a reduction (gain of electrons). Therefore, the statement "(B) Chlorine is oxidized" is false. (However, this is not part of the provided answer, indicating a potential inconsistency or specific interpretation.)
- **Oxygen's oxidation state:** Changes from \( -2 \) to \( 0 \). This is an oxidation (loss of electrons). Therefore, the statement "(C) Oxygen is reduced" is false. (Similarly, not part of the provided answer.)
- **Overall process:** Chlorine is reduced, and oxygen is oxidized. Therefore, the statement "(D) Neither species is oxidized nor reduced" is false.
Based on the question asking which statements are **not correct (false)** and matching the provided answer, (A) and (D) are false statements regarding the reaction.
In simple words: In this reaction, potassium's electron count doesn't change, so saying it's oxidized is wrong. Also, since chlorine gains electrons and oxygen loses them, saying nothing changes is also wrong.

Exam Tip: For "Type-II" MCQs asking what is "incorrect" or "not correct", carefully evaluate each option as a standalone statement. Remember that a decomposition reaction often involves disproportionation or auto-oxidation-reduction if multiple elements change their oxidation states within the same compound.

 

Question 2. Identify the correct statement(s) regarding the following reaction:
\( \text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2 \)
(A) Zinc acts as an oxidizing agent.
(B) Chlorine acts as a reducing agent.
(C) Hydrogen ion acts as an oxidizing agent.
(D) Zinc acts as a reducing agent.
Answer: (C) Hydrogen ion acts as an oxidizing agent.
(D) Zinc acts as a reducing agent.
Let's analyze the oxidation states in the reaction: \( \text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2 \)
In \( \text{Zn} \): \( 0 \)
In \( \text{HCl} \): H \(+1\), Cl \(-1\)
In \( \text{ZnCl}_2 \): Zn \(+2\), Cl \(-1\)
In \( \text{H}_2 \): \( 0 \)
- **Zinc (\( \text{Zn} \)):** Oxidation state changes from \( 0 \) to \( +2 \). It is oxidized, so it acts as a reducing agent. Thus, (D) is correct, and (A) is incorrect.
- **Hydrogen (\( \text{H} \)):** Oxidation state changes from \( +1 \) in \( \text{HCl} \) to \( 0 \) in \( \text{H}_2 \). It is reduced, so it acts as an oxidizing agent. Thus, (C) is correct.
- **Chlorine (\( \text{Cl} \)):** Oxidation state remains \( -1 \) in both \( \text{HCl} \) and \( \text{ZnCl}_2 \). It is neither oxidized nor reduced. Thus, (B) is incorrect.
In simple words: In this reaction, zinc loses electrons, making it a reducing agent. Hydrogen ions gain these electrons, so they act as an oxidizing agent. Chlorine's electron count stays the same.

Exam Tip: A reducing agent is oxidized (loses electrons), and an oxidizing agent is reduced (gains electrons). Identify the changes in oxidation states to correctly assign their roles.

 

Question 3. The various oxidation states shown by an element are also related to its outermost electronic configuration. Which of the following electronic configurations of the outermost shell will show more than one oxidation state in their compounds?
(A) \( 3\text{s}^1 \)
(B) \( 3\text{d}^1 4\text{s}^2 \)
(C) \( 3\text{d}^2 4\text{s}^2 \)
(D) \( 3\text{s}^2 3\text{p}^3 \)
Answer: (C) \( 3\text{d}^2 4\text{s}^2 \)
(D) \( 3\text{s}^2 3\text{p}^3 \)
Elements show multiple oxidation states when they can lose or gain a variable number of electrons, typically from both their outermost s-orbital and d-orbitals (for transition metals) or from both s and p-orbitals (for p-block elements).
(C) \( 3\text{d}^2 4\text{s}^2 \): This configuration is typical for a transition metal (like Titanium). It can lose the 2s electrons for an oxidation state of \( +2 \), and then also lose one or both d-electrons, leading to \( +3 \) and \( +4 \) oxidation states. So, it shows multiple oxidation states.
(D) \( 3\text{s}^2 3\text{p}^3 \): This configuration is typical for a p-block element (like Phosphorus). It can lose the 3p electrons, showing \( +3 \) (losing 3p electrons) and \( +5 \) (losing 3p and 3s electrons) oxidation states. It can also gain electrons, showing negative oxidation states like \( -3 \). So, it shows multiple oxidation states.
(A) \( 3\text{s}^1 \): This is for an alkali metal (like Sodium). It typically only loses 1 electron, showing only a \( +1 \) oxidation state.
(B) \( 3\text{d}^1 4\text{s}^2 \): This is for a transition metal (like Scandium). It typically loses all 3 valence electrons to form \( +3 \) ion. It might show \( +2 \) if only \( s \) electrons are lost, but \( +3 \) is usually the most stable. In general, \( 3\text{d}^2 4\text{s}^2 \) or higher d-electron count allows for more variable oxidation states.
In simple words: Atoms that can easily lose a different number of their outer electrons (from both s and d, or s and p shells) will have many possible electron counts in their compounds. The configurations \( 3\text{d}^2 4\text{s}^2 \) and \( 3\text{s}^2 3\text{p}^3 \) allow for this, while \( 3\text{s}^1 \) usually only loses one electron.

Exam Tip: Elements from the d-block (transition metals) and p-block (especially those with multiple valence electrons) tend to exhibit multiple oxidation states due to the participation of both s and d, or s and p electrons in bonding. Alkali and alkaline earth metals generally show only one oxidation state.

 

Question 4. Identify the correct statement(s) regarding the following reaction:
\( \text{P}_4 + 3\text{OH}^{-} + 3\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{PH}_3 + 3\text{H}_2\text{PO}_2^{-} \)
(A) Phosphorus is only reduced.
(B) Phosphorus is only oxidized.
(C) Phosphorus is both oxidized and reduced.
(D) Hydrogen is neither oxidized nor reduced.
Answer: (C) Phosphorus is both oxidized and reduced.
(D) Hydrogen is neither oxidized nor reduced.
Let's analyze the oxidation states in the reaction: \( \text{P}_4 + 3\text{OH}^{-} + 3\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{PH}_3 + 3\text{H}_2\text{PO}_2^{-} \)
- **Phosphorus (\( \text{P}_4 \)):** Oxidation state is \( 0 \) (elemental form).
- In \( \text{PH}_3 \): H \(+1\). Let P be \( x \). \( x + 3(+1) = 0 \implies x = -3 \).
- In \( \text{H}_2\text{PO}_2^{-} \): H \(+1\), O \(-2\). Let P be \( y \). \( 2(+1) + y + 2(-2) = -1 \implies y = +1 \).
- **Phosphorus (P):** Changes from \( 0 \) to \( -3 \) (reduction) and from \( 0 \) to \( +1 \) (oxidation). This is a disproportionation reaction. So, (C) is correct, and (A) and (B) are incorrect.
- **Hydrogen (H):** In \( \text{OH}^{-} \) (reactant): \( +1 \). In \( \text{H}_2\text{O} \) (reactant): \( +1 \). In \( \text{PH}_3 \) (product): \( +1 \). In \( \text{H}_2\text{PO}_2^{-} \) (product): \( +1 \). Hydrogen's oxidation state remains \( +1 \) throughout. So, (D) is correct.
In simple words: Phosphorus in this reaction acts like it's split in two: some of it gains electrons (reduced) and some loses electrons (oxidized). Hydrogen, however, keeps its electron count the same from start to finish.

Exam Tip: A disproportionation reaction is characterized by a single element undergoing both oxidation and reduction. To confirm, always calculate the oxidation states of that element in the reactant and all relevant products. Also, carefully check the oxidation states of other elements involved to see if they remain constant.

 

Question 5. When connected to a standard hydrogen electrode, which of the following electrodes will act as an anode?
(A) \( \text{Al}/\text{Al}^{3+} \text{ E}^\ominus = -1.66 \text{ V} \)
(B) \( \text{Fe}/\text{Fe}^{2+} \text{ E}^\ominus = -0.44 \text{ V} \)
(C) \( \text{Cu}/\text{Cu}^{2+} \text{ E}^\ominus = +0.34 \text{ V} \)
(D) \( \text{F}_2(\text{g})/2\text{F}^{-}(\text{aq}) \text{ E}^\ominus = +2.87 \text{ V} \)
Answer: (A) \( \text{Al}/\text{Al}^{3+} \text{ E}^\ominus = -1.66 \text{ V} \)
(B) \( \text{Fe}/\text{Fe}^{2+} \text{ E}^\ominus = -0.44 \text{ V} \)
An anode is where oxidation occurs. For an electrode to act as an anode when connected to a standard hydrogen electrode (SHE, \( \text{E}^\ominus = 0.00 \text{ V} \)), its standard reduction potential must be more negative than that of SHE, or in other words, its standard oxidation potential must be positive.
- **Standard Oxidation Potential = - Standard Reduction Potential.**
- SHE reduction potential is \( 0.00 \text{ V} \).
Let's find the standard oxidation potentials:
(A) \( \text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3\text{e}^{-} \); Oxidation potential \( = +1.66 \text{ V} \). This is greater than \( 0 \), so it acts as an anode.
(B) \( \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^{-} \); Oxidation potential \( = +0.44 \text{ V} \). This is greater than \( 0 \), so it acts as an anode.
(C) \( \text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^{-} \); Oxidation potential \( = -0.34 \text{ V} \). This is less than \( 0 \), so it acts as a cathode (reduction occurs).
(D) \( 2\text{F}^{-} \rightarrow \text{F}_2 + 2\text{e}^{-} \); Oxidation potential \( = -2.87 \text{ V} \). This is less than \( 0 \), so it acts as a cathode (reduction occurs).
Thus, (A) and (B) will act as anodes.
In simple words: An anode is where a substance loses electrons. When hooked up to a standard hydrogen electrode (which is set at zero), any metal that wants to lose electrons more easily (has a positive oxidation voltage) will become the anode. Aluminum and iron have positive oxidation voltages, so they become anodes.

Exam Tip: In an electrochemical cell, the electrode with the more negative (or less positive) standard reduction potential will undergo oxidation and act as the anode. Conversely, the electrode with the more positive (or less negative) standard reduction potential will undergo reduction and act as the cathode.

Short Answer Type Questions

 

Question 1. The reaction \( \text{Cl}_{2(\text{g})}+2\text{OH}^{-}_{(\text{aq})} \rightarrow \text{ClO}^{-}_{(\text{aq})}+\text{Cl}^{-}_{(\text{aq})}+\text{H}_2\text{O}_{(l)} \) represents a bleaching process. Identify and name the species that bleaches due to oxidation.
Answer: Let's determine the oxidation states of chlorine in the reaction:
\( \text{Cl}_{2(\text{g})} \): Oxidation state of \( \text{Cl} \) is \( 0 \).
In \( \text{ClO}^{-}_{(\text{aq})} \): Let \( \text{Cl} \) be \( x \). \( x + (-2) = -1 \implies x = +1 \).
In \( \text{Cl}^{-}_{(\text{aq})} \): Oxidation state of \( \text{Cl} \) is \( -1 \).
Here, \( \text{Cl}_2 \) (oxidation state \( 0 \)) is reduced to \( \text{Cl}^{-} \) (oxidation state \( -1 \)) and oxidized to \( \text{ClO}^{-} \) (oxidation state \( +1 \)). This is a disproportionation reaction.
The bleaching action is typically due to the strong oxidizing power of the hypochlorite ion (\( \text{ClO}^{-} \)). It works by oxidizing colored substances to colorless ones. Since \( \text{Cl}_2 \) is oxidized to \( \text{ClO}^{-} \) in this process, \( \text{ClO}^{-} \) is the species responsible for bleaching, and it's formed via oxidation of \( \text{Cl}_2 \).
In simple words: Chlorine gas reacts to form two different chlorine compounds. One of these, hypochlorite ion (\( \text{ClO}^{-} \)), has a higher electron count for chlorine. This specific ion is very good at breaking down colors, so it's the bleaching agent formed by chlorine losing electrons.

Exam Tip: Bleaching agents often work by oxidation. In reactions involving chlorine or its compounds, the hypochlorite ion (\( \text{ClO}^{-} \)) is a common oxidizing agent responsible for bleaching, formed when chlorine undergoes oxidation.

 

Question 2. In acidic medium, \( \text{MnO}_4^{2-} \) disproportionates but \( \text{MnO}_4^{-} \) does not. Give a reason.
Answer: Let's determine the oxidation states of Manganese in both ions:
- In \( \text{MnO}_4^{2-} \) (manganate ion): Let \( \text{Mn} \) be \( x \). \( x + 4(-2) = -2 \implies x = +6 \).
- In \( \text{MnO}_4^{-} \) (permanganate ion): Let \( \text{Mn} \) be \( y \). \( y + 4(-2) = -1 \implies y = +7 \).
For a species to undergo disproportionation, the central element must be in an intermediate oxidation state, meaning it can be both oxidized to a higher state and reduced to a lower state.
- **For \( \text{MnO}_4^{2-} \) (Mn oxidation state \( +6 \)):** Manganese has stable oxidation states of \( +7 \) (higher, e.g., in \( \text{MnO}_4^{-} \)), \( +4 \) (intermediate, e.g., in \( \text{MnO}_2 \)), and \( +2 \) (lower, e.g., in \( \text{Mn}^{2+} \)). Since \( +6 \) is an intermediate state, \( \text{MnO}_4^{2-} \) can be oxidized to \( \text{MnO}_4^{-} \) (\( +7 \)) and reduced to \( \text{MnO}_2 \) (\( +4 \)) or \( \text{Mn}^{2+} \) (\( +2 \)). Thus, it disproportionates in acidic medium:
\( 3\text{MnO}_4^{2-} + 4\text{H}^{+} \rightarrow 2\text{MnO}_4^{-} + \text{MnO}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \).
- **For \( \text{MnO}_4^{-} \) (Mn oxidation state \( +7 \)):** Manganese is already in its highest possible oxidation state of \( +7 \). It cannot be oxidized further. It can only be reduced to lower oxidation states (e.g., \( +4 \) in \( \text{MnO}_2 \), \( +2 \) in \( \text{Mn}^{2+} \)). Since it cannot be oxidized, it does not undergo disproportionation.
In simple words: The manganate ion (\( \text{MnO}_4^{2-} \)) has manganese with an electron count of \( +6 \), which is in the middle of its possible counts, so it can both gain and lose electrons (disproportionate). But the permanganate ion (\( \text{MnO}_4^{-} \)) has manganese at its highest electron count of \( +7 \), so it can only gain electrons, not lose any more, meaning it cannot disproportionate.

Exam Tip: An element can only undergo disproportionation if it exists in an intermediate oxidation state. If it is already in its highest or lowest possible oxidation state, it cannot disproportionate because it can only be reduced (from highest) or oxidized (from lowest), but not both.

 

Question 3. \( \text{PbO} \) and \( \text{PbO}_2 \) react with \( \text{HCl} \) according to the following chemical equations:
(i) \( 2\text{PbO} + 4\text{HCl} \rightarrow 2\text{PbCl}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
(ii) \( \text{PbO}_2 + 4\text{HCl} \rightarrow 2\text{PbCl}_2 + \text{Cl}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
Why do these two compounds differ in their reactivity?
Answer: Let's determine the oxidation states of the key elements in both reactions:
**Reaction (i):** \( 2\text{PbO} + 4\text{HCl} \rightarrow 2\text{PbCl}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
- In \( \text{PbO} \): Pb \(+2\), O \(-2\).
- In \( \text{HCl} \): H \(+1\), Cl \(-1\).
- In \( \text{PbCl}_2 \): Pb \(+2\), Cl \(-1\).
- In \( \text{H}_2\text{O} \): H \(+1\), O \(-2\).
In this reaction, the oxidation states of all elements remain unchanged. Lead remains \( +2 \), chlorine remains \( -1 \), hydrogen remains \( +1 \), and oxygen remains \( -2 \). Therefore, this is not a redox reaction; it is a simple acid-base reaction where a basic oxide (\( \text{PbO} \)) reacts with an acid (\( \text{HCl} \)).
**Reaction (ii):** \( \text{PbO}_2 + 4\text{HCl} \rightarrow \text{PbCl}_2 + \text{Cl}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \)
- In \( \text{PbO}_2 \): O \(-2\). Let Pb be \( x \). \( x + 2(-2) = 0 \implies x = +4 \).
- In \( \text{HCl} \): H \(+1\), Cl \(-1\).
- In \( \text{PbCl}_2 \): Pb \(+2\), Cl \(-1\).
- In \( \text{Cl}_2 \): Cl \(0\).
Here, the oxidation state of lead changes from \( +4 \) in \( \text{PbO}_2 \) to \( +2 \) in \( \text{PbCl}_2 \) (reduction). The oxidation state of chlorine changes from \( -1 \) in \( \text{HCl} \) to \( 0 \) in \( \text{Cl}_2 \) (oxidation). Therefore, this is a redox reaction.
The difference in reactivity arises because \( \text{PbO} \) (Pb is \( +2 \)) is a basic oxide, while \( \text{PbO}_2 \) (Pb is \( +4 \)) acts as an oxidizing agent. \( \text{PbO}_2 \) oxidizes \( \text{Cl}^{-} \) to \( \text{Cl}_2 \) because lead can be reduced from its \( +4 \) oxidation state to a more stable \( +2 \) state.
In simple words: The two lead oxides react differently because of the electron count of lead inside them. In \( \text{PbO} \), lead is \( +2 \), so it just acts like a simple base with acid. But in \( \text{PbO}_2 \), lead is \( +4 \), which is an unstable electron count for lead. So, it grabs electrons from \( \text{HCl} \), becoming \( +2 \) and making \( \text{Cl}_2 \) gas.

Exam Tip: The chemical behavior (e.g., acid-base vs. redox) of an oxide often depends on the oxidation state of the metal. Higher oxidation states often lead to acidic or oxidizing properties, while lower oxidation states can result in basic or reducing properties.

 

Question 4. Nitric acid is an oxidizing agent and reacts with \( \text{PbO} \) but does not react with \( \text{PbO}_2 \). Why? Explain.
Answer: Let's analyze the oxidation states of lead in \( \text{PbO} \) and \( \text{PbO}_2 \), and nitrogen in \( \text{HNO}_3 \).
- In \( \text{PbO} \), lead is in the \( +2 \) oxidation state.
- In \( \text{PbO}_2 \), lead is in the \( +4 \) oxidation state.
- In \( \text{HNO}_3 \), nitrogen is in the \( +5 \) oxidation state (its highest stable oxidation state).
**Reaction with \( \text{PbO} \):**
\( \text{PbO} \) is a basic oxide with lead in the \( +2 \) oxidation state. Nitric acid (\( \text{HNO}_3 \)) is a strong acid. The reaction between \( \text{PbO} \) and \( \text{HNO}_3 \) is a simple acid-base reaction, forming lead nitrate and water:
\( \text{PbO} + 2\text{HNO}_3 \rightarrow \text{Pb(NO}_3)_2 + \text{H}_2\text{O} \)
In this reaction, the oxidation state of lead remains \( +2 \), and nitrogen remains \( +5 \). There is no change in oxidation states, so it's not a redox reaction. \( \text{PbO} \) simply dissolves in the acid.
**Reaction with \( \text{PbO}_2 \):**
\( \text{PbO}_2 \) contains lead in the \( +4 \) oxidation state. Nitric acid (\( \text{HNO}_3 \)) contains nitrogen in the \( +5 \) oxidation state. Both lead in \( \text{PbO}_2 \) and nitrogen in \( \text{HNO}_3 \) are in their highest possible or very high oxidation states. For a redox reaction to occur between them, one would need to be reduced and the other oxidized.
- \( \text{HNO}_3 \) can only act as an oxidizing agent because nitrogen is already at its maximum oxidation state of \( +5 \).
- \( \text{PbO}_2 \) also has lead at its maximum stable oxidation state of \( +4 \). It can only be reduced to a lower state (e.g., \( +2 \)). Therefore, \( \text{PbO}_2 \) can also act as an oxidizing agent.
Since both \( \text{HNO}_3 \) and \( \text{PbO}_2 \) can only act as oxidizing agents, they cannot react with each other in a redox fashion. Oxidizing agents typically do not react with other oxidizing agents to undergo redox. Hence, \( \text{PbO}_2 \) does not react with \( \text{HNO}_3 \).
In simple words: Nitric acid reacts with \( \text{PbO} \) because \( \text{PbO} \) is a simple base. But \( \text{PbO}_2 \) is different; its lead has a high electron count (\( +4 \)), and nitric acid's nitrogen also has a high electron count (\( +5 \)). Since both are already good at taking electrons (oxidizing agents), they can't react in a way where one gives electrons and the other takes them.

Exam Tip: A redox reaction requires one species to be oxidized and another to be reduced. If both potential reactants are strong oxidizing agents (i.e., they are already in high oxidation states and can only be reduced), a redox reaction between them is unlikely or impossible.

 

Question 5. Write balanced chemical equations for the following reactions:
(a) Permanganate ion (\( \text{MnO}_4^{-} \)) in acidic medium reacts with sulfur dioxide gas to produce \( \text{Mn}^{2+} \) and hydrogen sulfate ion. (Balance by ion-electron method)
(b) Liquid hydrazine (\( \text{N}_2\text{H}_4 \)) in basic medium reacts with chlorate ion (\( \text{ClO}_3^{-} \)) to produce nitric oxide gas and gaseous chloride ion. (Balance by oxidation-state method)
(c) Gaseous dichlorine heptoxide (\( \text{Cl}_2\text{O}_7 \)) combines with an aqueous solution of hydrogen peroxide to yield chloride ion (\( \text{ClO}_2^{-} \)) and oxygen gas in acidic medium. (Balance by ion-electron method)
Answer:
(a) **Reaction:** \( \text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + \text{SO}_2 (\text{g}) \rightarrow \text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + \text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) \) (Acidic medium)
**Oxidation states:**
\( \text{MnO}_4^{-} \): Mn \(+7\)
\( \text{SO}_2 \): S \(+4\)
\( \text{Mn}^{2+} \): Mn \(+2\)
\( \text{HSO}_4^{-} \): S \(+6\)
Oxidation half-reaction: \( \text{SO}_2 \rightarrow \text{HSO}_4^{-} \) (Sulfur from \( +4 \) to \( +6 \), oxidation)
Reduction half-reaction: \( \text{MnO}_4^{-} \rightarrow \text{Mn}^{2+} \) (Manganese from \( +7 \) to \( +2 \), reduction)

**Balancing by Ion-Electron Method (Acidic medium):**
1. **Oxidation half-reaction:**
\( \text{SO}_2 (\text{g}) \rightarrow \text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) \)
Balance O by adding \( \text{H}_2\text{O} \): \( \text{SO}_2 (\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \rightarrow \text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) \)
Balance H by adding \( \text{H}^{+} \): \( \text{SO}_2 (\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \rightarrow \text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}^{+} (\text{aq}) \)
Balance charge by adding \( \text{e}^{-} \): \( \text{SO}_2 (\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \rightarrow \text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}^{+} (\text{aq}) + 2\text{e}^{-} \) (OHR)

2. **Reduction half-reaction:**
\( \text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) \rightarrow \text{Mn}^{2+} (\text{aq}) \)
Balance O by adding \( \text{H}_2\text{O} \): \( \text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) \rightarrow \text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
Balance H by adding \( \text{H}^{+} \): \( \text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + 8\text{H}^{+} (\text{aq}) \rightarrow \text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
Balance charge by adding \( \text{e}^{-} \): \( \text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + 8\text{H}^{+} (\text{aq}) + 5\text{e}^{-} \rightarrow \text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \) (RHR)

3. **Combine half-reactions:**
Multiply OHR by 5 and RHR by 2 to balance electrons (LCM of 2 and 5 is 10).
\( 5[\text{SO}_2 (\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \rightarrow \text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}^{+} (\text{aq}) + 2\text{e}^{-}] \)
\( 10\text{SO}_2 (\text{g}) + 10\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \rightarrow 10\text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) + 15\text{H}^{+} (\text{aq}) + 10\text{e}^{-} \)

\( 2[\text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + 8\text{H}^{+} (\text{aq}) + 5\text{e}^{-} \rightarrow \text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O} (\text{l})] \)
\( 2\text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + 16\text{H}^{+} (\text{aq}) + 10\text{e}^{-} \rightarrow 2\text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 8\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)

Add the two balanced half-reactions and simplify:
\( 10\text{SO}_2 (\text{g}) + 10\text{H}_2\text{O} (\text{l}) + 2\text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + 16\text{H}^{+} (\text{aq}) + 10\text{e}^{-} \rightarrow 10\text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) + 15\text{H}^{+} (\text{aq}) + 10\text{e}^{-} + 2\text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 8\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
\( 2\text{MnO}_4^{-} (\text{aq}) + 5\text{SO}_2 (\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O} (\text{l}) + \text{H}^{+} (\text{aq}) \rightarrow 2\text{Mn}^{2+} (\text{aq}) + 5\text{HSO}_4^{-} (\text{aq}) \)
This is the balanced equation.
In simple words: First, we split the reaction into two parts, one where electrons are lost (sulfur dioxide) and one where electrons are gained (permanganate). Then, we balance atoms and charges in each part. Finally, we make sure the same number of electrons are transferred in both parts and combine them to get the full balanced equation.

Exam Tip: When balancing redox reactions in acidic medium, remember to add \( \text{H}_2\text{O} \) to balance oxygen atoms and \( \text{H}^{+} \) to balance hydrogen atoms. Always ensure both mass and charge are balanced in each half-reaction before combining them.

 

(b) **Reaction:** \( \text{N}_2\text{H}_4 (\text{l}) + \text{ClO}_3^{-} (\text{aq}) \rightarrow \text{NO} (\text{g}) + \text{Cl}^{-} (\text{aq}) \) (Basic medium)
**Oxidation states:**
In \( \text{N}_2\text{H}_4 \): H \(+1\). Let N be \( x \). \( 2x + 4(+1) = 0 \implies x = -2 \).
In \( \text{ClO}_3^{-} \): O \(-2\). Let Cl be \( y \). \( y + 3(-2) = -1 \implies y = +5 \).
In \( \text{NO} \): O \(-2\). Let N be \( z \). \( z + (-2) = 0 \implies z = +2 \).
In \( \text{Cl}^{-} \): Cl \(-1\).
- Nitrogen changes from \( -2 \) to \( +2 \). Change in oxidation state \( = +4 \). Total change for \( \text{N}_2\text{H}_4 \) (2 N atoms) \( = 2 \times (+4) = +8 \). (Oxidation)
- Chlorine changes from \( +5 \) to \( -1 \). Change in oxidation state \( = -6 \). Total change for \( \text{ClO}_3^{-} \) (1 Cl atom) \( = 1 \times (-6) = -6 \). (Reduction)

**Balancing by Oxidation State Method (Basic medium):**
1. **Write the unbalanced equation and identify oxidation state changes:**
\( \overset{-2}{\text{N}}_2\text{H}_4 (\text{l}) + \overset{+5}{\text{Cl}}\text{O}_3^{-} (\text{aq}) \rightarrow \overset{+2}{\text{N}}\text{O} (\text{g}) + \overset{-1}{\text{Cl}}^{-} (\text{aq}) \)
Nitrogen oxidation: \( -2 \rightarrow +2 \) (change \( = +4 \)). For \( \text{N}_2 \), total increase \( = 2 \times 4 = 8 \).
Chlorine reduction: \( +5 \rightarrow -1 \) (change \( = -6 \)). For \( \text{Cl} \), total decrease \( = 1 \times 6 = 6 \).

2. **Balance the total changes in oxidation states:**
Multiply \( \text{N}_2\text{H}_4 \) (and \( \text{NO} \)) by 3 and \( \text{ClO}_3^{-} \) (and \( \text{Cl}^{-} \)) by 4.
\( 3\text{N}_2\text{H}_4 (\text{l}) + 4\text{ClO}_3^{-} (\text{aq}) \rightarrow 6\text{NO} (\text{g}) + 4\text{Cl}^{-} (\text{aq}) \)

3. **Balance other atoms (except O and H):**
N and Cl are already balanced.

4. **Balance oxygen atoms by adding \( \text{H}_2\text{O} \):**
Reactants: \( 4 \times 3 = 12 \) O atoms (from \( 4\text{ClO}_3^{-} \)).
Products: \( 6 \times 1 = 6 \) O atoms (from \( 6\text{NO} \)).
Add \( 6\text{H}_2\text{O} \) to the product side to balance oxygen.
\( 3\text{N}_2\text{H}_4 (\text{l}) + 4\text{ClO}_3^{-} (\text{aq}) \rightarrow 6\text{NO} (\text{g}) + 4\text{Cl}^{-} (\text{aq}) + 6\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)

5. **Balance hydrogen atoms by adding \( \text{H}_2\text{O} \) and \( \text{OH}^{-} \) (Basic medium):**
Reactants: \( 3 \times 4 = 12 \) H atoms (from \( 3\text{N}_2\text{H}_4 \)).
Products: \( 6 \times 2 = 12 \) H atoms (from \( 6\text{H}_2\text{O} \)).
Hydrogen atoms are already balanced. The equation is balanced.
Final Balanced Equation:
\( 3\text{N}_2\text{H}_4 (\text{l}) + 4\text{ClO}_3^{-} (\text{aq}) \rightarrow 6\text{NO} (\text{g}) + 4\text{Cl}^{-} (\text{aq}) + 6\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
In simple words: For this reaction, we first look at how many electrons nitrogen loses and chlorine gains. We use these numbers to make sure the electron transfer is even. Then, we add water molecules to balance the oxygen atoms. In a basic solution, we would normally use \( \text{OH}^{-} \) to balance hydrogen, but here it's already balanced.

Exam Tip: When balancing redox reactions in basic medium using the oxidation state method, balance oxygen by adding \( \text{H}_2\text{O} \) to the side deficient in oxygen, and then balance hydrogen by adding \( \text{H}_2\text{O} \) to the side deficient in hydrogen and an equal number of \( \text{OH}^{-} \) to the opposite side.

 

(c) **Reaction:** \( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) + \text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow \text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) + \text{O}_2 (\text{g}) \) (Acidic medium)
**Oxidation states:**
In \( \text{Cl}_2\text{O}_7 \): O \(-2\). Let Cl be \( x \). \( 2x + 7(-2) = 0 \implies x = +7 \).
In \( \text{H}_2\text{O}_2 \): H \(+1\). O \(-1\) (peroxide).
In \( \text{ClO}_2^{-} \): O \(-2\). Let Cl be \( y \). \( y + 2(-2) = -1 \implies y = +3 \).
In \( \text{O}_2 \): O \(0\).
Oxidation half-reaction: \( \text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow \text{O}_2 \) (Oxygen from \( -1 \) to \( 0 \), oxidation)
Reduction half-reaction: \( \text{Cl}_2\text{O}_7 \rightarrow \text{ClO}_2^{-} \) (Chlorine from \( +7 \) to \( +3 \), reduction)

**Balancing by Ion-Electron Method (Acidic medium):**
1. **Oxidation half-reaction:**
\( \text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow \text{O}_2 (\text{g}) \)
Balance H by adding \( \text{H}^{+} \): \( \text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow \text{O}_2 (\text{g}) + 2\text{H}^{+} (\text{aq}) \)
Balance charge by adding \( \text{e}^{-} \): \( \text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow \text{O}_2 (\text{g}) + 2\text{H}^{+} (\text{aq}) + 2\text{e}^{-} \) (OHR)

2. **Reduction half-reaction:**
\( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) \rightarrow \text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) \)
Balance Cl atoms: \( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) \rightarrow 2\text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) \)
Balance O by adding \( \text{H}_2\text{O} \): \( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) \rightarrow 2\text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
Balance H by adding \( \text{H}^{+} \): \( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) + 6\text{H}^{+} (\text{aq}) \rightarrow 2\text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
Balance charge by adding \( \text{e}^{-} \): \( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) + 6\text{H}^{+} (\text{aq}) + 8\text{e}^{-} \rightarrow 2\text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \) (RHR)

3. **Combine half-reactions:**
Multiply OHR by 4 to balance electrons (LCM of 2 and 8 is 8).
\( 4[\text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow \text{O}_2 (\text{g}) + 2\text{H}^{+} (\text{aq}) + 2\text{e}^{-}] \)
\( 4\text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow 4\text{O}_2 (\text{g}) + 8\text{H}^{+} (\text{aq}) + 8\text{e}^{-} \)

Add the two balanced half-reactions and simplify:
\( 4\text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) + \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) + 6\text{H}^{+} (\text{aq}) + 8\text{e}^{-} \rightarrow 4\text{O}_2 (\text{g}) + 8\text{H}^{+} (\text{aq}) + 8\text{e}^{-} + 2\text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) + 3\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
\( \text{Cl}_2\text{O}_7 (\text{g}) + 4\text{H}_2\text{O}_2 (\text{aq}) \rightarrow 2\text{ClO}_2^{-} (\text{aq}) + 4\text{O}_2 (\text{g}) + 2\text{H}^{+} (\text{aq}) + 3\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
This is the balanced equation.
In simple words: We break the reaction into two parts: hydrogen peroxide losing electrons to become oxygen, and dichlorine heptoxide gaining electrons to become chlorite ions. We balance the atoms and charges for each part, adding water and hydrogen ions for acidity. Then, we adjust the electron counts to be equal and combine the parts to get the full balanced reaction.

Exam Tip: When dealing with peroxides (\( \text{H}_2\text{O}_2 \)), remember that oxygen has an oxidation state of \( -1 \) and typically gets oxidized to \( 0 \) (in \( \text{O}_2 \)) or reduced to \( -2 \) (in \( \text{H}_2\text{O} \)). This makes \( \text{H}_2\text{O}_2 \) a versatile species that can act as both an oxidizing and reducing agent.

 

Question 6. Calculate the oxidation state of phosphorus in the following species:
(a) \( \text{HPO}_3^{2-} \)
(b) \( \text{PO}_4^{3-} \)
Answer:
(a) For \( \text{HPO}_3^{2-} \):
Let the oxidation state of Phosphorus (\( \text{P} \)) be \( x \).
Hydrogen (\( \text{H} \)) has an oxidation state of \( +1 \).
Oxygen (\( \text{O} \)) has an oxidation state of \( -2 \).
The total charge on the ion is \( -2 \).
So, \( (+1) + x + 3(-2) = -2 \)
\( 1 + x - 6 = -2 \)
\( x - 5 = -2 \)
\( x = -2 + 5 \)
\( x = +3 \)
The oxidation state of Phosphorus in \( \text{HPO}_3^{2-} \) is \( +3 \).
(b) For \( \text{PO}_4^{3-} \):
Let the oxidation state of Phosphorus (\( \text{P} \)) be \( x \).
Oxygen (\( \text{O} \)) has an oxidation state of \( -2 \).
The total charge on the ion is \( -3 \).
So, \( x + 4(-2) = -3 \)
\( x - 8 = -3 \)
\( x = -3 + 8 \)
\( x = +5 \)
The oxidation state of Phosphorus in \( \text{PO}_4^{3-} \) is \( +5 \).
In simple words: To find the electron count of phosphorus in these ions, we use the known counts for hydrogen and oxygen. Then, we solve a simple math problem to find the phosphorus count that makes the total charge of the ion correct.

Exam Tip: Remember to account for the overall charge of the polyatomic ion when calculating the oxidation state of a specific element. Use the standard oxidation states for common elements like hydrogen (\( +1 \)) and oxygen (\( -2 \)), unless there are specific exceptions (e.g., peroxides, hydrides).

 

Question 7. Calculate the oxidation state of each sulfur atom in the following compounds:
(a) \( \text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 \)
(b) \( \text{Na}_2\text{S}_4\text{O}_6 \)
(c) \( \text{Na}_2\text{SO}_3 \)
(d) \( \text{Na}_2\text{SO}_4 \)
Answer:
(a) For \( \text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 \) (Sodium thiosulphate):
This compound contains an S-S bond and two types of sulfur atoms. The central S atom is bonded to another S atom and three O atoms, while the other S atom is bonded to the central S atom and three O atoms. However, for a simple calculation, we can find the average oxidation state. But if considering the structure, the oxidation states can be different.
Average oxidation state: \( 2(+1) + 2(x) + 3(-2) = 0 \)
\( 2 + 2x - 6 = 0 \)
\( 2x - 4 = 0 \)
\( 2x = +4 \implies x = +2 \)
Considering the structure, one sulfur atom (central, bonded to 3 O and 1 S) is \( +6 \), and the other sulfur atom (terminal, bonded to 1 S and 3 O, with a negative charge) is \( -2 \).
Oxidation states of sulfur in \( \text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 \) are \( +6 \) and \( -2 \).

(b) For \( \text{Na}_2\text{S}_4\text{O}_6 \) (Sodium tetrathionate):
This compound contains a chain of four sulfur atoms (S-S-S-S). The two central sulfur atoms have an oxidation state of \( 0 \) due to being bonded only to other sulfur atoms. The two terminal sulfur atoms are bonded to oxygen and sodium.
Average oxidation state: \( 2(+1) + 4(x) + 6(-2) = 0 \)
\( 2 + 4x - 12 = 0 \)
\( 4x - 10 = 0 \)
\( 4x = +10 \implies x = +2.5 \)
Based on the structure:
The two central S atoms (bonded only to other S atoms) have an oxidation state of \( 0 \).
For the two terminal S atoms, each is bonded to one S atom and three O atoms. Let their oxidation state be \( y \).
The structure is \( \text{Na}^+-\text{O}-\text{SO}_2-\text{S}-\text{S}-\text{SO}_2-\text{O}-\text{Na}^+ \). (More precisely, \( \text{Na}^+ \text{O}_3\text{S}-\text{S}-\text{S}-\text{SO}_3^-\text{Na}^+ \)).
For each terminal \( \text{SO}_3^{-} \) group: \( y + 3(-2) = -1 \implies y = +5 \).
So, the two central S atoms are \( 0 \) and the two terminal S atoms are \( +5 \).
Oxidation states of sulfur in \( \text{Na}_2\text{S}_4\text{O}_6 \) are \( 0 \) (for two S atoms) and \( +5 \) (for two S atoms).

(c) For \( \text{Na}_2\text{SO}_3 \) (Sodium sulfite):
Let the oxidation state of Sulfur (\( \text{S} \)) be \( x \).
Sodium (\( \text{Na} \)) has an oxidation state of \( +1 \).
Oxygen (\( \text{O} \)) has an oxidation state of \( -2 \).
So, \( 2(+1) + x + 3(-2) = 0 \)
\( 2 + x - 6 = 0 \)
\( x - 4 = 0 \implies x = +4 \)
The oxidation state of Sulfur in \( \text{Na}_2\text{SO}_3 \) is \( +4 \).

(d) For \( \text{Na}_2\text{SO}_4 \) (Sodium sulfate):
Let the oxidation state of Sulfur (\( \text{S} \)) be \( x \).
Sodium (\( \text{Na} \)) has an oxidation state of \( +1 \).
Oxygen (\( \text{O} \)) has an oxidation state of \( -2 \).
So, \( 2(+1) + x + 4(-2) = 0 \)
\( 2 + x - 8 = 0 \)
\( x - 6 = 0 \implies x = +6 \)
The oxidation state of Sulfur in \( \text{Na}_2\text{SO}_4 \) is \( +6 \).
In simple words: For some chemicals, like \( \text{Na}_2\text{SO}_3 \) and \( \text{Na}_2\text{SO}_4 \), we can easily find one electron count for sulfur. But for others, like \( \text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 \) and \( \text{Na}_2\text{S}_4\text{O}_6 \), there are different kinds of sulfur atoms with different electron counts because of how they're connected in a chain.

Exam Tip: For polythionates or other compounds with multiple identical atoms (e.g., sulfur in \( \text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 \) or \( \text{Na}_2\text{S}_4\text{O}_6 \)), the average oxidation state might not reflect the actual oxidation states of individual atoms due to unique bonding patterns (like S-S bonds). It's helpful to consider the structure for a more accurate determination of individual oxidation states.

 

Question 8. Balance the following equations by the oxidation-state method:
(a) \( \text{Fe}^{2+} + \text{H}^{+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow \text{Cr}^{3+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \)
(b) \( \text{I}_2 + \text{NO}_3^{-} \rightarrow \text{NO}_2 + \text{IO}_3^{-} \)
(c) \( \text{I}_2 + \text{S}_2\text{O}_3^{2-} \rightarrow \text{I}^{-} + \text{S}_4\text{O}_6^{2-} \)
(d) \( \text{MnO}_2 + \text{C}_2\text{O}_4^{2-} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{CO}_2 \)
Answer:
(a) **Reaction:** \( \text{Fe}^{2+} + \text{H}^{+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow \text{Cr}^{3+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \)
**Oxidation states:**
\( \text{Fe}^{2+} \): \( +2 \)
\( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \): Cr \(+6\)
\( \text{Cr}^{3+} \): \( +3 \)
\( \text{Fe}^{3+} \): \( +3 \)
- Fe oxidation: \( +2 \rightarrow +3 \). Increase \( = +1 \).
- Cr reduction: \( +6 \rightarrow +3 \). Decrease \( = -3 \). For \( \text{Cr}_2 \), total decrease \( = 2 \times 3 = 6 \).

**Balancing by Oxidation State Method (Acidic medium):**
1. **Balance atoms undergoing change (except O and H):**
\( \text{Fe}^{2+} + \text{H}^{+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \)
2. **Balance oxidation state changes:**
Oxidation of Fe: \( +2 \rightarrow +3 \), increase by 1 per Fe atom.
Reduction of Cr: \( +6 \rightarrow +3 \), decrease by 3 per Cr atom. Total decrease for \( 2\text{Cr} \) is \( 6 \).
To balance the total change, multiply \( \text{Fe}^{2+} \) and \( \text{Fe}^{3+} \) by 6.
\( 6\text{Fe}^{2+} + \text{H}^{+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 6\text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \)
3. **Balance oxygen atoms by adding \( \text{H}_2\text{O} \):**
Reactants: 7 O atoms (from \( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \)).
Products: 1 O atom (from \( \text{H}_2\text{O} \)).
Add \( 6\text{H}_2\text{O} \) to the product side to balance oxygen (total 7 O on product side).
\( 6\text{Fe}^{2+} + \text{H}^{+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 6\text{Fe}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O} \)
4. **Balance hydrogen atoms by adding \( \text{H}^{+} \):**
Products: \( 7 \times 2 = 14 \) H atoms (from \( 7\text{H}_2\text{O} \)).
Reactants: \( 1 \) H atom (from \( \text{H}^{+} \)).
Add \( 13\text{H}^{+} \) to the reactant side (total 14 \( \text{H}^{+} \) on reactant side).
\( 6\text{Fe}^{2+} + 14\text{H}^{+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 6\text{Fe}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O} \)
5. **Verify charge balance:**
Reactants: \( 6(+2) + 14(+1) + (-2) = +12 + 14 - 2 = +24 \).
Products: \( 2(+3) + 6(+3) + 0 = +6 + 18 = +24 \).
The charges are balanced.
Final Balanced Equation:
\( 6\text{Fe}^{2+} (\text{aq}) + 14\text{H}^{+} (\text{aq}) + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} (\text{aq}) \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} (\text{aq}) + 6\text{Fe}^{3+} (\text{aq}) + 7\text{H}_2\text{O} (\text{l}) \)
In simple words: We first identify what's losing electrons (iron) and what's gaining them (chromium). Then, we make sure the numbers of electrons gained and lost are equal by multiplying parts of the equation. After that, we add water to balance oxygen and hydrogen ions to balance hydrogen, making sure the overall charge is also equal on both sides.

Exam Tip: In the oxidation state method, balancing atoms undergoing change first (like Cr in \( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \)) is crucial before calculating the total change in oxidation state for that species.

 

Question 8. નીચેના સમીકરણોને ઓક્સિડેશન-આંક પદ્ધતિ વડે સમતોલિત કરો :
(a) \( \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
(b) \( \mathrm{I}_2 + \mathrm{NO}_3^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{IO}_3^{-} \)
(c) \( \mathrm{I}_2 + \mathrm{S}_2\mathrm{O}_3^{2-} \rightarrow \mathrm{I}^{-} + \mathrm{S}_4\mathrm{O}_6^{2-} \)
(d) \( \mathrm{MnO}_2 + \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + \mathrm{CO}_2 \)
Answer:
(a) \( \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
ઑક્સિડેશન (1e-નો વધારો)
\[ \mathrm{Fe}^{2+} \xrightarrow{+1} \mathrm{Fe}^{3+} \] રિડક્શન (3e-નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \xrightarrow{-3} \mathrm{Cr}^{3+} \] આથી \( \mathrm{Fe}^{2+} \xrightarrow{+1} \mathrm{Fe}^{3+} \) અને \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \xrightarrow{-3} \mathrm{Cr}^{3+} \) થાય છે.
ઑક્સિડેશન આંકના આધારે સંતુલન:
\( 6\mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + 6\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
વીજભારનું સંતુલન કરો.
\( 6\mathrm{Fe}^{2+} + 14\mathrm{H}^{+} + \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 6\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
H અને O નું સંતુલન કરો.
\( 6\mathrm{Fe}^{2+} + 14\mathrm{H}^{+} + \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 6\mathrm{Fe}^{3+} + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
In simple words: This chemical reaction balances iron and chromium. Iron changes its charge from +2 to +3, while chromium changes from +6 to +3. To make both sides even, we add hydrogen and water molecules.
(b) \( \mathrm{I}_2 + \mathrm{NO}_3^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{IO}_3^{-} \)
ઑક્સિડેશન (10e-નો વધારો)
\[ \mathrm{I}_2 \xrightarrow{0 \text{ to } +5} \mathrm{IO}_3^{-} \] રિડક્શન (1e-નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{NO}_3^{-} \xrightarrow{+5 \text{ to } +4} \mathrm{NO}_2 \] ઑક્સિડેશન આંકના આધારે સંતુલન કરો.
\( \mathrm{I}_2 + 10\mathrm{NO}_3^{-} \rightarrow 10\mathrm{NO}_2 + 2\mathrm{IO}_3^{-} \)
વીજભારનું સંતુલન કરો.
\( \mathrm{I}_2 + 10\mathrm{NO}_3^{-} + 8\mathrm{H}^{+} \rightarrow 10\mathrm{NO}_2 + 2\mathrm{IO}_3^{-} \)
H અને O નું સંતુલન કરો.
\( \mathrm{I}_2 + 10\mathrm{NO}_3^{-} + 8\mathrm{H}^{+} \rightarrow 10\mathrm{NO}_2 + 2\mathrm{IO}_3^{-} + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
In simple words: Here, iodine changes its oxidation state from 0 to +5, and nitrogen changes from +5 to +4. To balance this, we adjust the number of molecules and add hydrogen ions and water.
(c) \( \mathrm{I}_2 + \mathrm{S}_2\mathrm{O}_3^{2-} \rightarrow \mathrm{I}^{-} + \mathrm{S}_4\mathrm{O}_6^{2-} \)
ઑક્સિડેશન (0.5 નો વધારો)
\[ \mathrm{S}_2\mathrm{O}_3^{2-} \xrightarrow{+2 \text{ to } +2.5} \mathrm{S}_4\mathrm{O}_6^{2-} \] રિડક્શન (1e-નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{I}_2 \xrightarrow{0 \text{ to } -1} \mathrm{I}^{-} \] ઑક્સિડેશન આંકના આધારે સંતુલન કરો.
\[ \mathrm{I}_2 + 2\mathrm{S}_2\mathrm{O}_3^{2-} \rightarrow 2\mathrm{I}^{-} + \mathrm{S}_4\mathrm{O}_6^{2-} \]In simple words: Iodine changes its oxidation state from 0 to -1, while sulfur changes from +2 to +2.5. The equation is balanced by ensuring the number of atoms and charges on both sides are equal.
(d) \( \mathrm{MnO}_2 + \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + \mathrm{CO}_2 \)
ઑક્સિડેશન (2e- નો વધારો)
\[ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} \xrightarrow{+3 \text{ to } +4} 2\mathrm{CO}_2 \] રિડક્શન (2e- નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{MnO}_2 \xrightarrow{+4 \text{ to } +2} \mathrm{Mn}^{2+} \] ઑક્સિડેશન આંકના આધારે સંતુલન કરો.
\( \mathrm{MnO}_2 + \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} + 4\mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + 2\mathrm{CO}_2 \)
H અને O નું સંતુલન કરો.
\( \mathrm{MnO}_2 + \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} + 4\mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + 2\mathrm{CO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
In simple words: Manganese changes its oxidation state from +4 to +2, and carbon changes from +3 to +4. To balance the equation, we add hydrogen ions and water to the respective sides.

Exam Tip: For balancing redox reactions using the oxidation number method, first identify the oxidation states of all elements. Then, determine the change in oxidation numbers for the oxidizing and reducing agents and balance them by multiplying with suitable coefficients. Finally, balance charge by adding \( \mathrm{H}^{+} \) or \( \mathrm{OH}^{-} \) and then balance oxygen by adding \( \mathrm{H}_2\mathrm{O} \).

 

Question 9. નીચે આપેલી પ્રક્રિયાઓમાંથી રેડોક્ષ પ્રક્રિયાઓ ઓળખો અને તેમાં રહેલા ઑક્સિડેશનકર્તા અને રિડક્શનકર્તા ઓળખો :
(a) \( 3\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + \mathrm{NOCl}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \)
(b) \( \mathrm{HgCl}_{2(\mathrm{aq})} + 2\mathrm{KI}_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{HgI}_{2(\mathrm{~s})} + 2\mathrm{KCl}_{(\mathrm{aq})} \)
(c) \( \mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_{3(\mathrm{~s})} + 3\mathrm{CO}_{(\mathrm{g})} \xrightarrow{\Delta} 2\mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})} + 3\mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})} \)
(d) \( \mathrm{PCl}_{3(\mathrm{l})} + 3\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow 3\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_{3(\mathrm{aq})} \)
(e) \( 4\mathrm{NH}_3 + 3\mathrm{O}_2 \rightarrow 2\mathrm{N}_2 + 6\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
Answer:
(a) \( 3\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + \mathrm{NOCl}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \)
ઓક્સિડેશન આંકમાં ફેરફાર થાય છે. તેથી આ એક રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
HCl એ રિડક્શનકર્તા છે અને \( \mathrm{HNO}_3 \) એ ઓક્સિડેશનકર્તા છે.
(b) \( \mathrm{HgCl}_{2(\mathrm{aq})} + 2\mathrm{KI}_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{HgI}_{2(\mathrm{~s})} + 2\mathrm{KCl}_{(\mathrm{aq})} \)
આ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા નથી.
(c) \( \mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_{3(\mathrm{~s})} + 3\mathrm{CO}_{(\mathrm{g})} \rightarrow 2\mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})} + 3\mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})} \)
ઓક્સિડેશન આંકમાં ફેરફાર થાય છે. તેથી આ એક રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે.
CO એ રિડક્શનકર્તા છે અને \( \mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_3 \) એ ઓક્સિડેશનકર્તા છે.
(d) \( \mathrm{PCl}_{3(\mathrm{l})} + 3\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow 3\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_{3(\mathrm{aq})} \)
આ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા નથી.
(e) \( 4\mathrm{NH}_3 + 3\mathrm{O}_2 \rightarrow 2\mathrm{N}_2 + 6\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
આ પ્રક્રિયા રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે. \( \mathrm{O}_2 \) એ ઓક્સિડેશનકર્તા છે અને \( \mathrm{NH}_3 \) એ રિડક્શનકર્તા છે.
In simple words: We check how the oxidation states of atoms change in each reaction. If they change, it's a redox reaction, and we identify which substance gives electrons (reducing agent) and which takes them (oxidizing agent).

Exam Tip: To identify a redox reaction, always calculate the oxidation states of all elements in the reactants and products. If any element's oxidation state changes, it's a redox reaction. The substance whose oxidation state increases is the reducing agent, and the substance whose oxidation state decreases is the oxidizing agent.

 

Question 10. નીચેનાં રચનીય સમીકરણો સમતુલિત કરો :
(a) \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{I}^{-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{I}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
(b) \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
(c) \( \mathrm{MnO}_4^{-} + \mathrm{SO}_3^{2-} + \mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + \mathrm{SO}_4^{2-} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
(d) \( \mathrm{MnO}_4^{-} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{Br}^{-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + \mathrm{Br}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
Answer:
(a) \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{I}^{-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{I}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
ઑક્સિડેશન (1e-નો વધારો)
\[ \mathrm{I}^{-} \xrightarrow{-1 \text{ to } 0} \mathrm{I}_2 \] રિડક્શન (3e-નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \xrightarrow{+6 \text{ to } +3} \mathrm{Cr}^{3+} \] R.H.R : \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} \)
O.H.R. : \( \mathrm{I}^{-} \rightarrow \mathrm{I}_2 \)
R.H.R. : \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 14\mathrm{H}^{+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
O.H.R.: \( 2\mathrm{I}^{-} \rightarrow \mathrm{I}_2 + 2\mathrm{e}^{-} \)
સમીકરણને સંતુલિત કરતાં :
\( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 14\mathrm{H}^{+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
\( 6\mathrm{I}^{-} \rightarrow 3\mathrm{I}_2 + 6\mathrm{e}^{-} \)
કુલ પ્રક્રિયા:
\( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 14\mathrm{H}^{+} + 6\mathrm{I}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 3\mathrm{I}_2 + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
In simple words: This reaction involves chromium changing its charge from +6 to +3 and iodine changing from -1 to 0. We balance the electrons, then add hydrogen ions and water molecules to make sure all atoms and charges are equal on both sides.
(b) \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
ઑક્સિડેશન (1e-નો વધારો)
\[ \mathrm{Fe}^{2+} \xrightarrow{+2 \text{ to } +3} \mathrm{Fe}^{3+} \] રિડક્શન (3e-નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \xrightarrow{+6 \text{ to } +3} \mathrm{Cr}^{3+} \] O.H.R: \( \mathrm{Fe}^{2+} \rightarrow \mathrm{Fe}^{3+} \)
R.H.R. : \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} \)
O.H.R : \( \mathrm{Fe}^{2+} \rightarrow \mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{e}^{-} \)
R.H.R. : \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} \)
વીજભારનું સંતુલન કરો :
\( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 14\mathrm{H}^{+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} \)
H અને O નું સંતુલન કરો :
\( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 14\mathrm{H}^{+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
કુલ પ્રક્રિયા :
\( 6\mathrm{Fe}^{2+} \rightarrow 6\mathrm{Fe}^{3+} + 6\mathrm{e}^{-} \)
\( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 14\mathrm{H}^{+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
\( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} + 6\mathrm{Fe}^{2+} + 14\mathrm{H}^{+} \rightarrow 2\mathrm{Cr}^{3+} + 7\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 6\mathrm{Fe}^{3+} \)
In simple words: Here, chromium changes its oxidation state from +6 to +3, and iron changes from +2 to +3. We balance the electrons and add hydrogen ions and water to achieve atom and charge balance in the reaction.
(c) \( \mathrm{MnO}_4^{-} + \mathrm{SO}_3^{2-} + \mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + \mathrm{SO}_4^{2-} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
ઑક્સિડેશન (2e- નો વધારો)
\[ \mathrm{SO}_3^{2-} \xrightarrow{+4 \text{ to } +6} \mathrm{SO}_4^{2-} \] રિડક્શન (5e- નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{MnO}_4^{-} \xrightarrow{+7 \text{ to } +2} \mathrm{Mn}^{2+} \] R.H.R. : \( \mathrm{MnO}_4^{-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} \)
O.H.R: \( \mathrm{SO}_3^{2-} \rightarrow \mathrm{SO}_4^{2-} \)
R.H.R : \( \mathrm{MnO}_4^{-} + 8\mathrm{H}^{+} + 5\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
O.H.R: \( \mathrm{SO}_3^{2-} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{SO}_4^{2-} + 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{e}^{-} \)
કુલ પ્રક્રિયા :
\( 2\mathrm{MnO}_4^{-} + 16\mathrm{H}^{+} + 10\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Mn}^{2+} + 8\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
\( 5\mathrm{SO}_3^{2-} + 5\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow 5\mathrm{SO}_4^{2-} + 10\mathrm{H}^{+} + 10\mathrm{e}^{-} \)
\( 2\mathrm{MnO}_4^{-} + 5\mathrm{SO}_3^{2-} + 6\mathrm{H}^{+} \rightarrow 2\mathrm{Mn}^{2+} + 5\mathrm{SO}_4^{2-} + 3\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
In simple words: Manganese changes its charge from +7 to +2, and sulfur changes from +4 to +6. We balance the electron transfers and then add hydrogen ions and water molecules to balance the overall equation.
(d) \( \mathrm{MnO}_4^{-} + \mathrm{H}^{+} + \mathrm{Br}^{-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + \mathrm{Br}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
ઑક્સિડેશન (1e-નો વધારો)
\[ \mathrm{Br}^{-} \xrightarrow{-1 \text{ to } 0} \mathrm{Br}_2 \] રિડક્શન (5e-નો ઘટાડો)
\[ \mathrm{MnO}_4^{-} \xrightarrow{+7 \text{ to } +2} \mathrm{Mn}^{2+} \] R.H.R. : \( \mathrm{MnO}_4^{-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} \)
O.H.R: \( \mathrm{Br}^{-} \rightarrow \mathrm{Br}_2 \)
R.H.R: \( \mathrm{MnO}_4^{-} + 8\mathrm{H}^{+} + 5\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
O.H.R: \( 2\mathrm{Br}^{-} \rightarrow \mathrm{Br}_2 + 2\mathrm{e}^{-} \)
કુલ પ્રક્રિયા :
\( 2\mathrm{MnO}_4^{-} + 16\mathrm{H}^{+} + 10\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Mn}^{2+} + 8\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
\( 10\mathrm{Br}^{-} \rightarrow 5\mathrm{Br}_2 + 10\mathrm{e}^{-} \)
\( 2\mathrm{MnO}_4^{-} + 10\mathrm{Br}^{-} + 16\mathrm{H}^{+} \rightarrow 2\mathrm{Mn}^{2+} + 8\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 5\mathrm{Br}_2 \)
In simple words: Manganese changes its charge from +7 to +2, and bromine changes from -1 to 0. We balance the electron transfers and then add hydrogen ions and water molecules to balance the overall equation.

Exam Tip: Remember to balance atoms other than hydrogen and oxygen first. Then, balance oxygen atoms by adding \( \mathrm{H}_2\mathrm{O} \) and hydrogen atoms by adding \( \mathrm{H}^{+} \) (for acidic medium) or \( \mathrm{OH}^{-} \) (for basic medium). Finally, balance charges by adding electrons.

 

IV. જોડકાં પ્રકારના પ્રશ્નો

 

Question 1. કૉલમ – । ને કોલમ – ॥ સાથે મધ્યસ્થ પરમાણુઓનાં ઑક્સિડેશન- આંક માટે જોડો :

Answer:
(А – 4), (B – 5), (C – 3), (D – 1)
(A) \( \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7^{2-} \): \( 2\mathrm{Cr} + 7(-2) = -2 \)
\( \implies \mathrm{Cr} = +6 \)
(B) \( \mathrm{MnO}_4^{-} \): \( \mathrm{Mn} + 4(-2) = -1 \)
\( \implies \mathrm{Mn} = +7 \)
(C) \( \mathrm{VO}_3^{-} \): \( \mathrm{V} + 3(-2) = -1 \)
\( \implies \mathrm{V} = +5 \)
(D) \( \mathrm{FeF}_6^{3-} \): \( \mathrm{Fe} + 6(-1) = -3 \)
\( \implies \mathrm{Fe} = +3 \)
In simple words: We calculate the oxidation state for the central atom in each compound by using the known oxidation states of other elements and the overall charge of the ion, then match it to the correct number.

Exam Tip: To find the oxidation state of a central atom, remember that the sum of oxidation states of all atoms in a neutral compound is zero, and in an ion, it equals the charge of the ion. Common oxidation states for oxygen are -2 and hydrogen are +1 (except in hydrides where it is -1).

 

Question 2. કૉલમ – Iની વિગતોને કૉલમ – II ને સંગત વિગતો સાથે જોડો :

Answer:
(А – 5), (B – 4), (C – 3), (D – 2), (Е – 6)
In simple words: This question matches chemical terms with their definitions or properties. Cations are positively charged ions, while anions are negatively charged. The sum of oxidation states in a neutral molecule is zero. Hydrogen ions usually have a +1 oxidation state, and fluorine in NaF has a -1 oxidation state.

Exam Tip: Review basic definitions of ions (cations, anions), oxidation states in neutral molecules, and common oxidation states of elements like hydrogen and fluorine in compounds. This foundational knowledge is essential for matching such concepts.

 

V. વિધાન અને કારણ પ્રકારના પ્રશ્નો

 

Question 1. વિધાન (A) : હેલોજન તત્ત્વોમાં ફ્લોરિન શ્રેષ્ઠ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. કારણ (R) : ફ્લોરિન સૌથી વધુ વિદ્યુતઋણમય પરમાણુ છે.
Answer: (B) A અને R બંને સાચાં છે, પરંતુ R એ A ની સાચી સમજૂતી નથી.
\( \mathrm{F}_2 \) એ સાચો ઑક્સિડેશનકર્તા છે. કારણ કે તેના \( \mathrm{E}^{\circ} \) ની કિંમત વધુ છે.
In simple words: Both statements are true: fluorine is the best oxidizing agent among halogens, and it is also the most electronegative element. However, fluorine's strong oxidizing power is due to its high standard electrode potential, not just its electronegativity alone.

Exam Tip: While electronegativity influences oxidizing power, the standard electrode potential \( (\mathrm{E}^{\circ}) \) is the direct measure of a substance's tendency to be reduced (i.e., its oxidizing strength). A higher positive \( \mathrm{E}^{\circ} \) indicates a stronger oxidizing agent.

 

Question 2. વિધાન (A) : પોટેશિયમ પરમેંગેનેટ અને પોટેશિયમ આયોડાઇડ વચ્ચેની પ્રક્રિયામાં, પરમેંગેનેટ આયનો ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે. કારણ (R) : પ્રક્રિયા દરમિયાન મેંગેનીઝની ઑક્સિડેશન અવસ્થા +2 માંથી +7 માં બદલાય છે.
Answer: (C) A સાચું છે, પરંતુ R ખોટું છે.
\[ 10\mathrm{KI} + 2\mathrm{KMnO}_4 + 8\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \rightarrow 2\mathrm{MnSO}_4 + 6\mathrm{K}_2\mathrm{SO}_4 + 8\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 5\mathrm{I}_2 \] Mn ની ઑક્સિડેશન અવસ્થા +7 માંથી +2 થાય છે.
In simple words: In the reaction, potassium permanganate acts as an oxidizing agent. However, the reason given is wrong because manganese's oxidation state actually changes from +7 to +2, not +2 to +7.

Exam Tip: Accurately calculating oxidation states is crucial for assertion-reason questions. Remember that an oxidizing agent gets reduced itself, meaning its oxidation state decreases.

 

Question 3. વિધાન (A) : હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડનું પાણી અને ઑક્સિજનમાં થતું વિઘટન વિષમીકરણ પ્રક્રિયાનું ઉદાહરણ છે. કારણ (R) : પેરોક્સાઇડમાં ઓક્સિજનની ઑક્સિડેશન અવસ્થા − 1 છે અને તેનું રૂપાંતર \( \mathrm{O}_2 \)માં શૂન્ય તથા −2 માં \( \mathrm{H}_2\mathrm{O} \)માં થાય છે.
Answer: (A) A અને R બંને સાચાં છે અને R એ A ની સાચી સમજૂતી છે.
\[ 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 \rightarrow 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + \mathrm{O}_2 \] \[ \mathrm{O}^{-1} \rightarrow \mathrm{O}^{-2} \] \[ \mathrm{O}^{-1} \rightarrow \mathrm{O}^{0} \] આ વિષમીકરણ પ્રક્રિયા છે.
In simple words: Both the statement and its reason are correct. Hydrogen peroxide breaks down into water and oxygen, which is a disproportionation reaction. This happens because oxygen in hydrogen peroxide has a -1 oxidation state, and it simultaneously changes to 0 in \( \mathrm{O}_2 \) and -2 in \( \mathrm{H}_2\mathrm{O} \).

Exam Tip: A disproportionation reaction is one in which the same element is both oxidized and reduced. To identify such a reaction, look for an element whose oxidation state both increases and decreases in the products compared to the reactants.

 

Question 4. વિધાન (A) : રેડોક્ષ-યુગ્મ, ઑક્સિડેશન અર્ધકોષ કે રિડક્શન અર્ધકોષમાં સંકળાયેલા પદાર્થના ઑક્સિડેશન તથા રિડક્શન પામેલા સ્વરૂપનું સંયોગીકરણ છે. કારણ (R) : આપેલ નિરૂપણ \( \mathrm{E}^{\ominus}_{\mathrm{Fe}^{3+} / \mathrm{Fe}^{2+}} \) અને \( \mathrm{E}^{\ominus}_{\mathrm{Cu}^{2+} / \mathrm{Cu}} \) માં \( \mathrm{Fe}^{3+} / \mathrm{Fe}^{2+} \) અને \( \mathrm{Cu}^{2+} / \mathrm{Cu} \) રેડોક્ષ-યુગ્મો છે.
Answer: (B) A અને R બંને સાચાં છે, પરંતુ R એ A ની સાચી સમજૂતી નથી.
In simple words: Both the assertion and the reason are true statements. A redox couple consists of the oxidized and reduced forms of a substance involved in a half-reaction. The examples given in the reason are indeed redox couples. However, the reason does not explain why a redox couple is defined that way; it just provides examples.

Exam Tip: Understand the definition of a redox couple: it represents the oxidized and reduced forms of a species participating in an oxidation or reduction half-reaction. Examples help illustrate the concept but don't explain the underlying principle.

 

VI. દીર્ઘ જવાબી પ્રકારના પ્રશ્નો

 

Question 1. ઇલેક્ટ્રોન-વિનિમયને આધારે રેડોક્ષ-પ્રક્રિયાઓની સમજૂતી આપો. યોગ્ય ઉદાહરણ આપો.
Answer:
• આ પ્રક્રિયાઓ રેડોક્ષ પ્રક્રિયા છે કે જેમાં ઇલેક્ટ્રૉનનો વિનિમય એક પ્રક્રિયક પરથી બીજા પ્રક્રિયક ઉપર થાય છે.
• ઑક્સિડેશન દરમિયાન ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવવાથી ધન આયન મળે છે, જ્યારે રિડક્શન પ્રક્રિયા દરમિયાન ઇલેક્ટ્રૉનનો સ્વીકાર થવાથી જો પ્રક્રિયક ધન આયન હોય, તો ધન વીજભારમાં ઘટાડો અને પ્રક્રિયક તટસ્થ હોય, તો ઋણ આયન આપે છે.
• જે પ્રક્રિયક \( \mathrm{e}^{-} \) નું દાન કરે તેને રિડક્શનકર્તા કહે છે.
• જે પ્રક્રિયક \( \mathrm{e}^{-} \) નો સ્વીકાર કરે તેને ઑક્સિડેશનકર્તા કહે છે.
ઉપરોક્ત ત્રણેય પ્રક્રિયાઓ નીચે મુજબ દર્શાવી શકાય :
(1) \( 2\mathrm{Na}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow 2\mathrm{Na}^{+}\mathrm{Cl}^{-} \)
ઑક્સિડેશન: \( 2\mathrm{Na}_{(\mathrm{s})} \rightarrow 2\mathrm{Na}^{+} + 2\mathrm{e}^{-} \)
રિડક્શન: \( \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-} \)
(2) \( 2\mathrm{Na} + \mathrm{O}_2 \rightarrow (\mathrm{Na}^{+})_2\mathrm{O}^{2-} \)
ઑક્સિડેશન: \( 2\mathrm{Na} \rightarrow 2\mathrm{Na}^{+} + 2\mathrm{e}^{-} \)
રિડક્શન: \( \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{O}^{2-} \)
(3) \( 2\mathrm{Na} + \mathrm{S} \rightarrow (\mathrm{Na}^{+})_2\mathrm{S}^{2-} \)
ઑક્સિડેશન: \( 2\mathrm{Na} \rightarrow 2\mathrm{Na}^{+} + 2\mathrm{e}^{-} \)
રિડક્શન: \( \mathrm{S} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{S}^{2-} \)
In simple words: Redox reactions involve the exchange of electrons between two substances. The substance that loses electrons gets oxidized and is called a reducing agent. The substance that gains electrons gets reduced and is called an oxidizing agent. For example, in the reaction between sodium and chlorine, sodium loses electrons to form a positive ion, while chlorine gains electrons to form a negative ion.

Exam Tip: Clearly define oxidation as loss of electrons and reduction as gain of electrons. Always include balanced half-reactions for oxidation and reduction to illustrate electron transfer, and state which species acts as the oxidizing and reducing agent.

 

Question 2. પ્રમાણિત વિધુતધ્રુવ પોટેન્શિયલનાં મૂલ્યોને આધારે નીચે પૈકીની કઈ પ્રક્રિયાઓ થશે તે સૂચવો. (E°નાં મૂલ્ય માટે પુસ્તકનો આધાર લો.)
(a) \( \mathrm{Cu} + \mathrm{Zn}^{2+} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+} + \mathrm{Zn} \)
(b) \( \mathrm{Mg} + \mathrm{Fe}^{2+} \rightarrow \mathrm{Mg}^{2+} + \mathrm{Fe} \)
(c) \( \mathrm{Br}_2 + 2\mathrm{Cl}^{-} \rightarrow \mathrm{Cl}_2 + 2\mathrm{Br}^{-} \)
(d) \( \mathrm{Fe} + \mathrm{Cd}^{2+} \rightarrow \mathrm{Cd} + \mathrm{Fe}^{2+} \)
Answer:
E° \( \mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu} = 0.34 \, \mathrm{V} \), E° \( \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} = -0.76 \, \mathrm{V} \)
E° \( \mathrm{Mg}^{2+}/\mathrm{Mg} = -2.37 \, \mathrm{V} \), E° \( \mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe} = -0.74 \, \mathrm{V} \)
E° \( \mathrm{Br}_2/\mathrm{Br}^{-} = +1.08 \, \mathrm{V} \), E° \( \mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^{-} = +1.36 \, \mathrm{V} \)
E° \( \mathrm{Cd}^{2+}/\mathrm{Cd} = -0.44 \, \mathrm{V} \)
(a) \( \mathrm{Cu} + \mathrm{Zn}^{2+} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+} + \mathrm{Zn} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cathode}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{anode}} \)
\( = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}} \)
\( = -0.76 - (+0.34) = -1.10 \, \mathrm{V} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) નું મૂલ્ય ઋણ છે આથી પ્રક્રિયા થતી નથી.
(b) \( \mathrm{Mg} + \mathrm{Fe}^{2+} \rightarrow \mathrm{Mg}^{2+} + \mathrm{Fe} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Mg}^{2+}/\mathrm{Mg}} \)
\( = -0.74 - (-2.37) = +1.63 \, \mathrm{V} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) નું ધન મૂલ્ય છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય છે.
(c) \( \mathrm{Br}_2 + 2\mathrm{Cl}^{-} \rightarrow \mathrm{Cl}_2 + 2\mathrm{Br}^{-} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Br}_2/\mathrm{Br}^{-}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^{-}} \)
\( = +1.08 - (+1.36) = -0.28 \, \mathrm{V} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) નું ઋણ મૂલ્ય છે આથી પ્રક્રિયા થતી નથી.
(d) \( \mathrm{Fe} + \mathrm{Cd}^{2+} \rightarrow \mathrm{Cd} + \mathrm{Fe}^{2+} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Cd}^{2+}/\mathrm{Cd}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}} \)
\( = -0.44 - (-0.74) = +0.30 \, \mathrm{V} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) નું ધન મૂલ્ય છે આથી પ્રક્રિયા શક્ય છે.
In simple words: We determine if a reaction is spontaneous by calculating the cell potential (\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \)). If \( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) is positive, the reaction will happen on its own; if it's negative, the reaction won't happen spontaneously. Based on these calculations, reactions (b) and (d) are spontaneous.

Exam Tip: A redox reaction is spontaneous if the standard cell potential \( (\mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}}) \) is positive. Calculate \( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) by subtracting the standard electrode potential of the anode from that of the cathode \( (\mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cathode}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{anode}}) \). Remember that the anode is where oxidation occurs, and the cathode is where reduction occurs.

 

Question 3. ફ્લોરિન શા માટે વિષમીકરણ પ્રક્રિયા દર્શાવતું નથી ?
Answer:
• વિષમીકરણ પ્રક્રિયામાં એક જ તત્ત્વનું ઑક્સિડેશન અને રિડક્શન થાય છે. તેથી, પ્રક્રિયા કરનાર તત્ત્વને ઓછામાં ઓછી ત્રણ ઑક્સિડેશન અવસ્થા હોવી જોઈએ.
• \( \mathrm{F}_2 \) એ પ્રબળ ઑક્સિડેશનકર્તા છે. તે ધન ઑક્સિડેશન અવસ્થા ધરાવતું નથી. તેથી \( \mathrm{F}_2 \) એ વિષમીકરણ પ્રક્રિયા દર્શાવતું નથી.
In simple words: Fluorine cannot undergo disproportionation reactions because it only has one possible oxidation state (-1) in compounds, besides its elemental state (0). For disproportionation, an element must be able to exist in at least three oxidation states to be simultaneously oxidized and reduced.

Exam Tip: A key condition for disproportionation is that an element must have at least three possible oxidation states. Fluorine, being the most electronegative element, typically only forms compounds with an oxidation state of -1, preventing it from undergoing disproportionation.

 

Question 4. પ્રશ્ન-34 માં આપેલી પ્રક્રિયાઓ (i) થી (iv)માં સંકળાયેલા રેડોક્ષ-યુગ્મો લખો.
Answer:
પ્રશ્ન-34 માં આપેલી પ્રક્રિયાઓ (i) થી (iv)માં સંકળાયેલા રેડોક્ષ-યુગ્મો નીચે મુજબ છે:
(a) \( \mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu} \) અને \( \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} \)
(b) \( \mathrm{Mg}^{2+}/\mathrm{Mg} \) અને \( \mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe} \)
(c) \( \mathrm{Br}_2/\mathrm{Br}^{-} \) અને \( \mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^{-} \)
(d) \( \mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe} \) અને \( \mathrm{Cd}^{2+}/\mathrm{Cd} \)
In simple words: For each reaction, we identify the metal and its ion pair that are involved in the electron exchange. These pairs, like copper and its ion, or zinc and its ion, are called redox couples.

Exam Tip: A redox couple is represented as the oxidized species followed by the reduced species (e.g., \( \mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M} \)). Ensure you list both components of each couple involved in the reaction.

 

Question 5. નીચે આપેલાં સંયોજનોમાં ક્લોરિનનો ઑક્સિડેશન-આંક શોધો તથા તેમને ક્લોરિનના ઑક્સિડેશન- આંકના ચડતા ક્રમમાં ગોઠવો : NACIO4, NaCIO3, NaCIO, KCIO2, CI2O7, CIO3 CI2O, NaCI, CI2, CIO2
Answer:
\( \mathrm{NaClO}_4 \): \( (+1) + \mathrm{Cl} + 4(-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +7 \)
\( \mathrm{NaClO}_3 \): \( (+1) + \mathrm{Cl} + 3(-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +5 \)
\( \mathrm{NaClO} \): \( (+1) + \mathrm{Cl} + (-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +1 \)
\( \mathrm{KClO}_2 \): \( (+1) + \mathrm{Cl} + 2(-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +3 \)
\( \mathrm{Cl}_2\mathrm{O}_7 \): \( 2\mathrm{Cl} + 7(-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +7 \)
\( \mathrm{ClO}_3 \): \( \mathrm{Cl} + 3(-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +6 \)
\( \mathrm{ClO}_2 \): \( \mathrm{Cl} + 2(-2) = 0 \)
\( \implies \mathrm{Cl} = +4 \)
\( \mathrm{NaCl} \): \( \mathrm{Cl} = -1 \)
\( \mathrm{Cl}_2 \): \( \mathrm{Cl} = 0 \)
ક્લોરિનની ઑક્સિડેશન અવસ્થાનો ચડતો ક્રમ :
\( \mathrm{NaCl} < \mathrm{Cl}_2 < \mathrm{NaClO} < \mathrm{KClO}_2 < \mathrm{ClO}_2 < \mathrm{NaClO}_3 < \mathrm{ClO}_3 < \mathrm{Cl}_2\mathrm{O}_7 < \mathrm{NaClO}_4 \)
In simple words: We calculate the oxidation state of chlorine in each given compound. Then, we arrange all these compounds in order from the lowest oxidation state of chlorine to the highest.

Exam Tip: When calculating oxidation states, remember the rules: alkali metals (like Na, K) are +1, oxygen is usually -2 (except in peroxides or with fluorine), and the sum of oxidation states in a neutral compound is zero, while in an ion it equals the charge of the ion.

 

Question 6. દ્રાવણમાં રહેલા રિડક્શનકર્તા કે ઑક્સિડેશનકર્તાની પ્રબળતા શોધવા કઈ પદ્ધતિ ઉપયોગમાં લઈ શકાય ? ઉદાહરણ આપી સમજાવો.
Answer:
દ્રાવણમાં રહેલા રિડક્શનકર્તા કે ઑક્સિડેશનકર્તાની પ્રબળતા શોધવા માટે પ્રમાણિત વિદ્યુતધ્રુવ પોટેન્શિયલ (\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \)) પદ્ધતિનો ઉપયોગ કરી શકાય છે.
• આપેલ અર્ધકોષને પ્રમાણિત હાઇડ્રોજન વિદ્યુતધ્રુવ સાથે જોડી બનવા સંયુક્ત વિદ્યુત પોટેન્શિયલ (\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \)) માપવામાં આવે છે.
• જો \( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} \) નું મૂલ્ય ધન મળે તો આપેલ અર્ધકોષ રિડક્શનકર્તા તરીકે વર્તે છે અને જો તેનું મૂલ્ય ઋણ મળે તો તે ઑક્સિડેશનકર્તા તરીકે વર્તે છે.
• આ જ રીતે બીજા આપેલ અર્ધકોષનો પોટેન્શિયલ શોધો. ત્યારબાદ તેમનાં મૂલ્યોની સરખામણી કરી ઑક્સિડેશનકર્તા રિડક્શનકર્તાની પ્રબળતા નક્કી કરી શકાય.
દા.ત., \( \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} \) સાથે હાઇડ્રોજન અર્ધકોષ જોડી પ્રમાણિત વિદ્યુત પોટેન્શિયલ નીચે મુજબ માપી શકાય છે. આ પ્રણાલી એક ગેલ્વેનિક કોષ (ઝીંક-હાઇડ્રોજન કોષ) બનાવે છે.
ઝીંક (એનોડ): \( \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\mathrm{e}^{-} \)
હાઇડ્રોજન (કેથોડ): \( 2\mathrm{H}^{+}_{(\mathrm{aq})} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} \)
કોષ પ્રક્રિયા: \( \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}^{+}_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} \)
માપેલ \( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = 0.76 \, \mathrm{V} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cell}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{cathode}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{anode}} \)
\( 0.76 = 0 - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{anode}} \)
\( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{anode}} = -0.76 \, \mathrm{V} \)
આમ, \( \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}} = -0.76 \, \mathrm{V} \). આ મૂલ્ય દર્શાવે છે કે ઝીંક એ હાઇડ્રોજન કરતાં વધુ પ્રબળ રિડક્શનકર્તા છે.
In simple words: To find how strong a substance is as an oxidizing or reducing agent, we measure its standard electrode potential. We connect it to a standard hydrogen electrode and measure the voltage. If the voltage is positive, the substance is a good reducing agent; if it's negative, it's a good oxidizing agent. For instance, comparing zinc with hydrogen, zinc's potential shows it's a stronger reducing agent.

Exam Tip: Explain that standard electrode potentials directly indicate the strength of oxidizing/reducing agents. A more negative standard reduction potential means a stronger reducing agent, while a more positive standard reduction potential means a stronger oxidizing agent. The Standard Hydrogen Electrode (SHE) serves as a reference with a potential of 0 V.

There is no educational content found on pages 57 and 58. Therefore, no output is generated.