રેડૉક્સ-પ્રક્રિયાઓ : પ્રક્રિયામાં ભાગ લેતા પ્રક્રિયકોના પરમાણુઓ કે આયનોની સંયોજકતામાં ઇલેક્ટ્રૉનના વિનિમયને કારણે ફેરફાર થતો હોય તેવી અપચયન-ઉપચયન (reduction-oxidation) પ્રક્રિયાઓ.
નીચે દર્શાવેલી પ્રક્રિયા
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
તુરત જ રેડૉક્સ-પ્રક્રિયા તરીકે ઓળખી શકાય છે, કારણ કે Zn પરમાણુની સંયોજકતા શૂન્ય(0)માંથી +2માં ફેરવાય છે તથા હાઇડ્રોજન-પરમાણુઓની સંયોજકતા +1માંથી શૂન્ય બને છે. નીચે દર્શાવ્યા જેવી પ્રક્રિયાઓને
FeS + H2SO4 = FeSO4 + H2S
દ્વિ-વિઘટન-પ્રક્રિયા કહેવાય છે. કારણ કે નીપજના બધા જ પરમાણુઓની સંયોજકતા પ્રક્રિયકના પરમાણુઓ જેટલી જ છે. (પરમાણુની સંયોજકતામાં વધઘટ થતી નથી.)
ઉપચયન ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવવાની પ્રક્રિયા છે, જ્યારે અપચયન ઇલેક્ટ્રૉન મેળવવાની. આ બંને પ્રક્રિયાઓ એકસાથે જ થતી હોય છે. જો એક પરમાણુ યા આયન ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવે તો બીજો પરમાણુ કે આયન આ ઇલેક્ટ્રૉન મેળવે છે.
ઉપચાયક (ઉપચયનકારક, oxidizing agent) એ એવો પરમાણુ, આયન અથવા અણુ છે, જે (પ્રક્રિયામાં હાજર એવા) બીજા પદાર્થોમાંથી ઇલેક્ટ્રૉન મેળવી લે છે. આ જ રીતે અપચાયક (અપચયનકારક, reducing agent) એવો પદાર્થ છે, જે અન્ય પદાર્થોને ઇલેક્ટ્રૉન આપી દે છે. ઘણી રેડૉક્સ-પ્રક્રિયાઓ ઉત્ક્રમણીય (reversible) હોય છે અથવા તેઓ ગમે તે (બેમાંથી) એક દિશામાં થઈ શકે છે. ઉદા., ફેરસ આયનની ક્લૉરીન સાથેની પ્રક્રિયા નીચે મુજબ થશે :
2Fe++ + Cl2 = 2Fe+++ + 2Cl–
પરંતુ જો ફેરિક આયનની આયોડાઇડ આયન સાથે પ્રક્રિયા થાય તો
2Fe+++ + 2I– = 2Fe++ + I2
પહેલી પ્રક્રિયામાં Fe++ અપચાયક તરીકે જ્યારે બીજી પ્રક્રિયામાં Fe+++ ઉપચાયક તરીકે વર્તે છે.
પ્રત્યેક રેડૉક્સ-પ્રક્રિયા બે ઘટકો ધરાવે છે : (i) અપચાયક, જે ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવે છે; (ii) ઉપચાયક, જે ઇલેક્ટ્રૉન મેળવે છે.
પ્રક્રિયા આ બે વિભાગની લાક્ષણિકતા દર્શાવતી હોવાથી અપચયન તથા ઉપચયન-ક્રિયાઓ અલગ અલગ તપાસવી આવશ્યક બને છે. આમ રેડૉક્સ-પ્રક્રિયાઓ બે અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ દ્વારા બને છે : (1) અપચાયક = ઉપચયિત સ્વરૂપ + ઇલેક્ટ્રૉન. (2) ઉપચાયક + ઇલેક્ટ્રૉન = અપચયિત સ્વરૂપ.
જ્યારે અપચાયક ઉપચાયક સાથે પ્રક્રિયા કરે ત્યારે પૂર્ણ પ્રક્રિયા બે અર્ધ-પ્રક્રિયાઓને ઉમેરવાથી બને છે. માત્ર થોડીક જ અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ જાણી લઈને તેમને અલગ અલગ જોડીને ઘણી પ્રક્રિયાઓ સમજાવી શકાય છે.
સમીકરણમાં આવશ્યક આયનો : દ્રાવણમાં મોટાભાગની રેડૉક્સ-પ્રક્રિયાઓ આયનોની પ્રક્રિયાઓ હોય છે; ઉદા., FeSO4 અપચાયક છે, પરંતુ SO42- પ્રક્રિયામાં ભાગ લેતું નથી. દ્રાવણમાં રહેલા માત્ર આવશ્યક આયનોનો જ ઉપયોગ કરતાં રેડૉક્સ-પ્રક્રિયા માટેનું સમીકરણ સરળ બને છે. એટલે કે જે આયનો પ્રક્રિયામાં ભાગ લે તેમને ગણવા તથા ભાગ ન લેતા આયનોને (જેમાં ફેરફાર થતો ન હોય તેમને) ગણતરીમાં લેવા નહિ. આ રીતે લખાયેલાં આવશ્યક આયનો જ દર્શાવતાં સમીકરણોને આયનિક સમીકરણો કહે છે. આયનિક સમીકરણો લખવા માટે સામાન્ય રીતે બે નિયમોને અનુસરવામાં આવે છે : (અ) સમીકરણમાં પ્રક્રિયામાં ફેરફાર ન પામતા આયનો દર્શાવાતા નથી. (આ) નિર્બળ વિદ્યુત્ અપઘટ્ય (વીજાપઘટ્ય) (electrolyte) પદાર્થોને આણ્વીય સૂત્રોથી દર્શાવવા, કારણ કે આવા અણુઓનો જથ્થો તેની તે સ્થિતિમાં જ રહે છે.
અપચાયકોની અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ : અહીં સારણી 1માં કેટલાક અપચાયકોની યાદી દર્શાવી છે. આ અપચાયકો વધુ પ્રમાણમાં વપરાય છે.
સારણી 1 : સામાન્ય અપચાયકો તથા તેમની ઉપચયન-નીપજો (પ્રક્રિયા ઍસિડી કે તટસ્થ દ્રાવણોમાં)
| પ્રક્રિયક | ઉપચયન-નીપજ |
| HNO2 | NO3– + H+ |
| H3AsO3 | H3AsO4 + H+ |
| H2C2O4 | CO2 + H+ |
| H2O2 | O2 + H+ |
| H2SO3 | SO42- + H+ (અથવા HS + H+) |
| H2S | S + H+ |
| I– (Cl–, Br–) | I2 (Cl2, Br2) |
| M*(અસ, ous) આયન | M** (ઇક, –ic) આયન |
| M–(ધાતુ) | Mn+ આયન |
નોંધ : * ઉદા., Sn++, Fe++, Pb++, Hg+
** –ic પ્રકાર (Sn++++, Fe+++, Hg++ વગેરે)
આ સારણીની મદદથી અપચાયકોની અર્ધ-પ્રક્રિયા સહેલાઈથી લખી શકાય; દા.ત.,
I– = I2
HNO2 + H2O = NO3– + H+
અહીં સંતુલિત પ્રક્રિયાઓ દર્શાવી નથી. અર્ધ-પ્રક્રિયાઓને સંતુલિત કરવાની રીત આગળ આપી છે.
ઉપચાયકોની અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ : સારણી નં. 2માં સામાન્ય ઉપચાયકો તથા તેમની અપચયન-નીપજો દર્શાવી છે. અગાઉ દર્શાવ્યા મુજબ, ઉપચાયકો માટે અર્ધ-પ્રક્રિયા લખવા આ સારણીનો ઉપયોગ કરી શકાય :
સારણી 2 : સામાન્ય ઉપચાયકો તથા તેમની અપચયન–નીપજો
| પ્રક્રિયક | સામાન્ય રીતે વપરાતું માધ્યમ | અપચયન–નીપજો |
| PbO2 | ઍસિડ | Pb++ + H2O |
| MnO2 | ઍસિડ | Mn++ + H2O |
| MnO4– | ઍસિડ | Mn++ + H2O |
| NO3– | મંદ ઍસિડ | NO + H2O |
| NO3– | સંકેન્દ્રિત ઍસિડ | NO2 + H2O |
| Cr2O72- | ઍસિડ | Cr+++ + H2O |
| CIO4– | ઍસિડ | Cl–+ H2O |
| CIO3– | ઍસિડ | Cl–+ H2O |
| ClO2– | ઍસિડ | Cl–+ H2O |
| ClO– | ઍસિડ | Cl– + H2O |
| Ce++++ | ઍસિડ | Ce+++ |
| H2O2 | ઍસિડ | H2O |
| M આયન (-ic) | ઍસિડ | H2O |
| Cl2 (F2, Br2, I2) | ઍસિડ | Cl– (F–, Br–, I–) |
આ સારણીની મદદથી ઉપચાયકોની અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ સહેલાઈથી લખી શકાય છે; દા.ત.,
Cl2 = Cl–
અથવા
MnO4– આયનના ઍસિડ માધ્યમમાં અપચયન માટેની અર્ધ-પ્રક્રિયા :
MnO4– + H+ = Mn++ + H2O
અર્ધ-પ્રક્રિયા લખવામાં કયો અપચાયક વાપર્યો છે તે દર્શાવાતું નથી તેથી એમ ધારી લેવામાં આવે છે કે આવશ્યક H+ આયન ઍસિડ માધ્યમમાંથી મળે છે.
ઉપચયનાંક અથવા ઑક્સિડેશન-આંક (oxidation number) : સારણી 1 તથા 2માં દર્શાવેલા પ્રક્રિયકો માટેની અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ લખ્યા બાદ બીજું સોપાન તેમને સંતુલિત કરવાનું હોય છે. આ માટે પ્રક્રિયામાં ઇલેક્ટ્રૉનનો હિસ્સો ઉમેરવાનો રહે છે. આ માટે વ્યાપક રીતે વપરાતી રીત, ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવતાં કે મેળવતાં પરમાણુઓના ઑક્સિડેશન-આંક(ઉપચયનાંક)માં થયેલો ફેરફાર નક્કી કરવાનો છે. ઑક્સિડેશન-આંક પરમાણુ ઉપરનો વીજભાર દર્શાવતો આંક છે. ઑક્સિડેશન-આંક નક્કી કરવા આ નિયમો અનુસરવામાં આવે છે : (1) અણુનો કુલ વીજભાર શૂન્ય હોય છે. ધન વીજભારનો સરવાળો ઋણ વીજભારના સરવાળા જેટલો જ થવો જોઈએ. (2) તત્વ ઉપર વીજભાર શૂન્ય હોય છે. (3) એક-પરમાણ્વીય આયનનો ઑક્સિડેશન-આંક તેના આયનિક ભાર જેટલો હોય છે. (4) હાઇડ્રોજનનો ઑક્સિડેશન-આંક +1 છે, પરંતુ ધાતુના હાઇડ્રાઇડમાં તેનો ઑક્સિડેશન આંક –1 છે. (5) ઑક્સિજન માટે ઑક્સિડેશન-આંક –2 છે, પરંતુ પેરૉક્સાઇડમાં તે –1 છે. (6) ઑક્સિ-ઍસિડોમાં તથા તેવાં સંયોજનોમાં અધાતુ પરમાણુઓનો ઑક્સિડેશન-આંક અણુને તટસ્થ બનાવવા આવશ્યક વીજભારની સંખ્યા જેટલો હોય છે. O, H તથા ધાતુ-પરમાણુઓને ઑક્સિડેશન-આંક આપ્યા પછી આ ગણતરી કરવામાં આવે છે; દા.ત., H2SO4માં સલ્ફરનો ઑક્સિડેશન-આંક +6 છે, કારણ કે અણુમાં 4 × (–2) + 2 × (+1) જેટલો વીજભાર અન્ય (અનુક્રમે ઑક્સિજન અને હાઇડ્રોજન) પરમાણુઓ ધરાવે છે. આ જ રીતે KMnO4 સંયોજનમાં Mnનો ઑક્સિડેશન-આંક ઑક્સિજન માટે 4 × (–2) =–8 તથા K = +1થી સંતુલિત કર્યા બાદ +7 થશે. આ જ રીતે Cr2O72- માં Crનો ઑક્સિડેશન-આંક +6 થશે તથા Fe3O4માં Feનો ઑક્સિડેશન-આંક + એટલે કે + 2²⁄³ થશે.
પ્રક્રિયા રેડૉક્સ પ્રકારની છે કે કેમ તે નક્કી કરવા માટે ઑક્સિડેશન-આંક તપાસવાની રીત ખૂબ સગવડભરી છે.
અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ સંતુલિત કરવી : પરમાણુના ઑક્સિડેશન-આંકમાં થયેલો ફેરફાર તેણે મેળવેલા કે ગુમાવેલા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા સૂચવે છે. આ ઇલેક્ટ્રૉન-સંખ્યા અર્ધ-પ્રક્રિયા સંતુલિત કરવા વાપરી શકાય. અર્ધ-પ્રક્રિયા જ્યારે સંતુલિત થાય ત્યારે ડાબી બાજુએ એકસરખા આયનિક વીજભારનો સરવાળો જમણી બાજુના એકસરખા આયનિક વીજભારના સરવાળા જેટલો જ થશે. બે ઉદાહરણો દ્વારા આ સમજી શકાશે :
H2SO3ના ઉપચયન માટે અર્ધપ્રક્રિયાની તપાસ કરતાં અસંતુલિત સમીકરણ નીચે મુજબ મળશે :
H2SO3 + H2O = 
+ H+
સલ્ફરનો ઑક્સિડેશન-આંક H2SO3માં +4 છે, જે SO42- માં +6 થાય છે. આનો અર્થ એ થયો કે પ્રક્રિયા દરમિયાન બે ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવાયા છે. આને સમીકરણમાં દાખલ કરીએ તો –
H2SO3 + H2O = + H+ + 2e–
હવે H અને O પરમાણુ સંતુલિત કરવામાં આવે તો અર્ધ-પ્રક્રિયા નીચે મુજબ થશે :
H2SO3 + H2O = + 4H+ + 2e–
આયનિક ભાર ગણીને આની તપાસ કરતાં જણાશે કે ડાબી બાજુએ કોઈ વીજભાર નથી. જમણી બાજુએ –2 ( માં), +4 (હાઇડ્રોજન આયનમાં) તથા –2 (બે ઇલેક્ટ્રૉનમાં) છે જેનો સરવાળો શૂન્ય થશે.
આ જ પ્રમાણે ઍસિડ-દ્રાવણમાં MnO4– ની અપચયન અર્ધ-પ્રક્રિયા રજૂ કરતાં અસંતુલિત સમીકરણ નીચે પ્રમાણે થશે :
+ H+ = Mn++ + H2O
માં Mnનો ઑક્સિડેશન-આંક +7 છે તથા Mn++ માં +2 છે. પ્રત્યેક આયને આમ પાંચ ઇલેક્ટ્રૉન મેળવવાના રહે છે.
+ H+ + 5e– = Mn++ + H2O
હવે H તથા O પરમાણુને સંતુલિત કરતાં અર્ધ-પ્રક્રિયા નીચે મુજબ થશે :
+ 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O
ચકાસણી કરતાં ડાબી બાજુએ –1, +8, –5 એટલે કુલ +2 વીજભાર છે, જ્યારે જમણી બાજુએ +2 વીજભાર છે.
રેડૉક્સ-પ્રક્રિયા માટે સંપૂર્ણ સમીકરણ : બે અર્ધ-પ્રક્રિયાઓનો સરવાળો કરવાથી સંપૂર્ણ સમીકરણ મળી રહે, પરંતુ આમ કરવા માટે સૌપ્રથમ બંને બાજુએ એકસરખી સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રૉન થઈ રહે તે રીતે બેઉ અર્ધ-પ્રક્રિયાને સંતુલિત કરવી જરૂરી છે; ઉદા. તરીકે, KMnO4 દ્વારા ઍસિડ-માધ્યમમાં H2SO3નું ઉપચયન અંગેનું સમીકરણ અહીં પ્રસ્તુત છે. આયનિક સમીકરણ દ્વારા બંને અર્ધ-પ્રક્રિયાઓ લખી, સંતુલિત કરતાં
1. H2SO3 + H2O = + 4H+ + 2e–
2. + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O
ઇલેક્ટ્રૉન-સંખ્યા બંનેમાં એકસમાન કરવા માટે સમીકરણ (1)ને 5 વડે તથા સમીકરણ (2)ને 2 વડે ગુણીને લખવામાં આવે તો
3. 5H2SO3 + 5H2O = 5 + 20H+ + 10e–
4. 2MnO4– + 16H+ + 10e– = 2Mn2+ + 8H2O
5. 5H2SO3 + 2MnO4– + 5H2O + 16H+ = 5 + 20H+ + 2Mn2+ +8H2O
તેથી
5 H2SO3 + 2 = 5 + 4H+ + 2Mn2+ + 3H2O
કુલ આયનિક વીજભાર તપાસવામાં આવે તો ડાબી બાજુએ –2 તથા જમણી બાજુએ 5 × (–2) + 4 × (+1) + 2 (+2) = –2 થશે.
આવી રીતે આયનિક સમીકરણ વિકસાવ્યા બાદ ખરેખર થતી પ્રક્રિયામાં દ્રાવણમાં જે અણુઓ હોય છે તે દર્શાવવામાં આવે છે. આમ ઉપરનું સમીકરણ સંપૂર્ણ રીતે નીચે મુજબ લખાય, જેને આણ્વિક સમીકરણ કહે છે.
5H2SO3 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 2H2SO4 + K2SO4 + 3H2O
રેડૉક્સ-પ્રક્રિયાની દિશા નક્કી કરવી : ઉપર દર્શાવ્યા મુજબ રેડૉક્સ અર્ધ-પ્રક્રિયા ગમે તે દિશામાં કરી શકાય. ફેરસ આયનનું ક્લૉરીન દ્વારા ઉપચયન કરી શકાય છે, પરંતુ ફેરિક આયન આયોડાઇડ આયનનું ઉપચયન કરે છે.
આપેલા મિશ્રણમાં એક પદાર્થની ઇલેક્ટ્રૉન ઝડપી લેવાની તત્પરતા બીજાને મુકાબલે વધુ હોય છે. આથી ઉપચયન-અપચયનકારકોને તેમના સામર્થ્ય (strength) મુજબ એટલે કે તે ઇલેક્ટ્રૉન ઝડપીને રાખી શકે તે ક્રમમાં ( E0ox ક્રમમાં) ગોઠવી શકાય (સારણી નં. 3).
સારણી 3 : પસંદગી કરેલી ઉપચયન–અપચયન અર્ધ–પ્રક્રિયાઓ તથા તેમના માનક વિભવ (E°)
આ સારણીમાંનો દરેક પદાર્થ એકમ સંકેન્દ્રિતતાએ સારણીમાંના તેના સ્થાનથી નીચે આવેલા બધા પદાર્થોનું અપચયન કરી શકશે. આમ Zn દ્વારા Cu++નું અપચયન તથા Cu દ્વારા Ag+નું અપચયન થઈ શકે.
આમ ઊંચાE0ox મૂલ્યવાળો પદાર્થ ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવશે (તેનું ઉપચયન થઈ તે અપચયનકર્તા તરીકે વર્તશે) અને આ ઇલેક્ટ્રૉન નીચાE0ox મૂલ્યવાળા પદાર્થની ઉપચયિત સ્થિતિને મળશે. એક ઉદાહરણથી આ સ્પષ્ટ થશે.
ધારો કે, Fe++ તથા Fe+++ આયનો ધરાવતું દ્રાવણ Sn++ તથા Sn++++ આયનો ધરાવતા દ્રાવણમાં ઉમેરાય છે. અહીં બે પ્રક્રિયાઓ થતી જણાય છે :
1. 2Fe++++ Sn++ = 2Fe++ + Sn++++
2. 2Fe++ + Sn++++ = 2Fe+++ + Sn++
ખરેખર તો પ્રક્રિયા (2) પ્રક્રિયા (1)નું ઊલટું સ્વરૂપ જ છે. સારણીમાં આપેલાં મૂલ્યો (જે ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવવાની ક્ષમતા દર્શાવે છે) ઉપરથી
Fe++ = Fe+++ + e– E° = – 0.77 વૉલ્ટ
Sn++ = Sn++++ + 2e– E° = – 0.15 વૉલ્ટ
આ દર્શાવે છે કે Sn++ – Sn++++ યુગ્મનાE0ox નું મૂલ્ય અન્ય (Fe++–Fe+++) યુગ્મ કરતાં વધારે (ઓછું ઋણાત્મક) છે. આથી Sn++ ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવશે અને Fe+++ તે ઝડપી લેશે. પરિણામે સમીકરણ (1) યોગ્ય ગણાશે.
જ. પો. ત્રિવેદી