- Кораци
- - Генерал
- Проверите оксидационе бројеве реактаната и производа
- Идентифицирајте оксидацијске и редуктивне врсте
- Напишите полу-реакције и уравнотежите атоме и набоје
- Замените коефицијенте јонске једначине у општу једначину
- - Равнотежа у киселој средини
- - Равнотежа у основном медију
- Примери
- Вежбе
- Вежба 1
- Општи кораци
- Равнотежа у основном медију
- Вежба 2
- Општи кораци
- Равнотежа у киселој средини
- Референце
Балансирања Метода редокс је онај који омогућава балансирање хемијске једначине редокс реакција, које би иначе биле главобоља. Овде једна или више врста размењују електроне; она која их донира или изгуби назива се оксидантном врстом, док она која их прихвата или добија, редуктивна врста.
У овој методи је битно знати бројеве оксидације ове врсте, јер откривају колико електрона је добило или изгубило по молу. Захваљујући томе, могуће је уравнотежити електричне набоје тако што ћемо електроне записати у једначине као да су реактанти или производи.
Опште полу-реакције редокс реакције заједно са три протагониста током њиховог балансирања: Х +, Х2О и ОХ-. Извор: Габриел Боливар.
На слици је приказана горња колико ефикасно електрони, Е - су постављени као реактанти, када су добици оксидативних врста их; и као производи када их редуктивне врсте изгубе. Имајте на уму да је за балансирање ове врсте једначина потребно савладати концепте оксидационих и оксидационо-редукцијских бројева.
Х + , Х 2 О анд ОХ - врсте , зависно од пХ реакционог медијума, дозволи редокс балансирање, због чега је врло уобичајено да их наћи у вежбама. Ако је медијум кисео, прибегавамо Х + ; али ако је напротив медиј основни, тада користимо ОХ - за балансирање.
Природа саме реакције диктира колики треба да буде пХ медијума. Због тога, иако се може избалансирати претпостављајући кисели или базични медијум, коначна избалансирана једначина ће указати на то да ли су Х + и ОХ - јони заиста употребљиви или не .
Кораци
- Генерал
Проверите оксидационе бројеве реактаната и производа
Претпоставимо следећу хемијску једначину:
Цу (с) + АгНО 3 (ак) → Цу (НО 3 ) 2 + Аг (с)
То одговара редокс реакцији, у којој долази до промене броја оксидације реактаната:
Цу 0 (с) + Аг + НО 3 (ак) → Цу 2+ (НО 3 ) 2 + Аг (с) 0
Идентифицирајте оксидацијске и редуктивне врсте
Оксидирајућа врста добија електроне оксидацијом редуктивних врста. Стога се његов оксидациони број смањује: постаје мање позитиван. У међувремену, број оксидационих врста расте, јер губи електроне: постаје позитивнији.
Тако се у претходној реакцији бакар оксидује, јер прелази из Цу 0 у Цу 2+ ; а сребро је смањено, како прелази из Аг + у Аг 0 . Бакар је редуктивна врста, а сребро оксидирајућа врста.
Напишите полу-реакције и уравнотежите атоме и набоје
Идентификујући које врсте добијају или губе електроне, пишу се редокс полу-реакције и за реакције редукције и оксидације:
Цу 0 → Цу 2+
Аг + → Аг 0
Бакар губи два електрона, док сребро добија један. Стављамо електроне у обе полу-реакције:
Цу 0 → Цу 2+ + 2е -
Аг + + е - → Аг 0
Имајте на уму да оптерећења остају уравнотежена у обе полу-реакције; али ако би се збројили, био би нарушен закон очувања материје: број електрона мора бити једнак у две полу-реакције. Стога се друга једначина множи са 2 и додају се две једначине:
(Цу 0 → Цу 2+ + 2е - ) к 1
(Аг + + е - → Аг 0 ) к 2
Цу 0 + 2Аг + + 2е - → Цу 2+ + 2Аг 0 + 2е -
Електрони се отказују јер се налазе на страни реактаната и производа:
Цу 0 + 2Аг + → Цу 2+ + 2Аг 0
Ово је глобална јонска једначина.
Замените коефицијенте јонске једначине у општу једначину
Коначно, стехиометријски коефицијенти из претходне једначине преносе се у прву једначину:
Цу (с) + 2АгНО 3 (ак) → Цу (НО 3 ) 2 + 2Аг (с)
Имајте на уму да је 2 позиционирано са АгНО 3, јер је у овој соли сребро као Аг + , а исто се догађа и са Цу (НО 3 ) 2 . Ако ова једначина на крају није уравнотежена, настављамо са испитивањем.
Једнаџба предложена у претходним корацима могла је бити директно избалансирана покушајем и грешком. Међутим, постоје редокс реакције за које је потребан кисели (Х + ) или базични (ОХ - ) медијум . Када се то догоди, не може се уравнотежити претпостављајући да је медиј неутралан; као што је управо приказано (није додан ни Х + ни ОХ ).
С друге стране, прикладно је знати да су атоми, јони или једињења (углавном оксиди) у којима се дешавају промене оксидационих бројева написана у полу-реакцијама. Ово ће бити наглашено у одељку са вежбама.
- Равнотежа у киселој средини
Кад је медијум кисео, потребно је зауставити се на две полу-реакције. Овај пут када уравнотежимо занемарујемо атоме кисеоника и водоника, а такође и електроне. На крају ће се уравнотежити електрони.
Затим, на страни реакције са мање атома кисеоника, додајемо молекуле воде да то надокнадимо. Са друге стране, уравнотежимо водонике са Х + јонима . И на крају, додајемо електроне и настављамо следећи већ описане опште кораке.
- Равнотежа у основном медију
Кад је медијум базичан, наставља се на исти начин као у киселом медијуму са малом разликом: овог пута на страни где има више кисеоника, биће смештен број молекула воде једнак овом вишку кисеоника; а са друге стране, ОХ јони - да компензују водонике.
Коначно, електрони су уравнотежени, додају се две половине реакције, а коефицијенти глобалне јонске једначине се супституишу у општу једначину.
Примери
Следеће избалансиране и неуравнотежене редок једнаџбе служе као примерима да се види колико се мењају након примене ове методе балансирања:
П 4 + ЦлО - → ПО 4 3- + Цл - (неуравнотежен)
П 4 + 10 ЦлО - + 6 Х 2 О → 4 ПО 4 3- + 10 Цл - + 12 Х + (уједначена киселина)
П 4 + 10 ЦлО - + 12 ОХ - → 4 ПО 4 3- + 10 Цл - + 6 Х 2 О (уравнотежен основни медијум)
И 2 + КНО 3 → И - + КИО 3 + НО 3 - (неуравнотежен)
3И 2 + КНО 3 + 3Х 2 О → 5И - + КИО 3 + НО 3 - + 6Х + (уравнотежена ацид медиум)
Цр 2 О 2 7- + ХНО 2 → Цр 3+ + НО 3 - (неуравнотежен)
3ХНО 2 + 5Х + + Цр 2 О 2 7- → 3НО 3+ 2ЦР 3+ + 4Х 2 О (уравнотежена киселина медиум)
Вежбе
Вежба 1
Избалансирајте следећу једначину у основном медију:
И 2 + КНО 3 → И - + КИО 3 + НО 3 -
Општи кораци
Започињемо са записом оксидационих бројева врста за које сумњамо да су оксидоване или смањене; у овом случају, атоми јода:
И 2 0 + КНО 3 → И - + КИ 5+ О 3 + НО 3 -
Имајте на уму да се јод оксидује и у исто време смањује, па настављамо да пишемо њихове две реакције:
И 2 → И - (смањење, за сваки И - 1 електрон се троши)
И 2 → ИО 3 - (оксидација, за сваки ИО 3 - 5 електрона се ослобађа)
У оксидације полуреакција поставимо ањон ИО 3 - , а не атом јода као И 5+ . Уравнотежујемо атоме јода:
И 2 → 2И -
И 2 → 2ИО 3 -
Равнотежа у основном медију
Сада се фокусирамо на уравнотежење оксидационе полу-реакције у основном медијуму, пошто има оксигенирану врсту. На страни производа додамо исти број молекула воде колико има атома кисеоника:
И 2 → 2ИО 3 - + 6Х 2 О
А на левој страни балансирамо водонике са ОХ - :
И 2 + 12ОХ - → 2ИО 3 - + 6Х 2 О
Напишемо две полу-реакције и додамо недостајуће електроне да уравнотежимо негативне набоје:
И 2 + 2е - → 2И -
И 2 + 12ОХ - → 2ИО 3 - + 6Х 2 О + 10е -
Изједначавамо број електрона у обе полу-реакције и додајемо их:
(И 2 + 2е - → 2И - ) к 10
(И 2 + 12ОХ - → 2ИО 3 - + 6Х 2 О + 10е - ) к 2
12И 2 + 24 ОХ - + 20е - → 20И - + 4ИО 3 - + 12Х 2 О + 20е -
Електрони се поништавају и поделимо све коефицијенте по четири да бисмо поједноставили глобалну јонску једначину:
(12И 2 + 24 ОХ - → 20И - + 4ИО 3 - + 12Х 2 О) к ¼
3И 2 + 6ОХ - → 5И - + ИО 3 - + 3Х 2 О
И на крају, заменимо коефицијенте јонске једначине у првој једначини:
3И 2 + 6ОХ - + КНО 3 → 5И - + КИО 3 + НО 3 - + 3Х 2 О
Једнаџба је већ уравнотежена. Упоредите овај резултат са уравнотежењем у киселој средини у Примеру 2.
Вежба 2
Балансирајте следећу једначину у киселом медијуму:
Фе 2 О 3 + ЦО → Фе + ЦО 2
Општи кораци
Гледамо оксидационе бројеве гвожђа и угљеника да бисмо сазнали који је од њих оксидовао или редуковао:
Фе 2 3+ О 3 + Ц 2+ О → Фе 0 + Ц 4+ О 2
Гвожђе је смањено, што га чини оксидирајућом врстом. У међувремену, угљеник је оксидовао, понашајући се као редуцирајућа врста. Половичне реакције оксидације и редукције су:
Фе 2 3+ О 3 → Фе 0 (редукција за сваки Фе 3 електрона се троши)
ЦО → ЦО 2 (оксидација, за сваки ЦО 2 2 електрон се ослобађа)
Имајте на уму да пишемо оксид, Фе 2 О 3 , јер садржи Фе 3+ , а не да стављамо Фе 3+ . Уравнотежујемо атоме који су потребни осим кисеоника:
Фе 2 О 3 → 2Фе
ЦО → ЦО 2
И настављамо са избалансирањем у киселом медијуму у обе полу-реакције, јер између њих постоје врсте кисеоника.
Равнотежа у киселој средини
Додајемо воду да уравнотежимо кисеонике, а затим Х + за уравнотежење водоника:
Фе 2 О 3 → 2Фе + 3Х 2 О
6Х + + Фе 2 О 3 → 2ФЕ + 3Х 2 О
ЦО + Х 2 О → ЦО 2
ЦО + Х 2 О → ЦО 2 + 2Х +
Сада уравнотежујемо набоје стављајући електроне који су укључени у полу-реакције:
6Х + + 6Е - + Фе 2 О 3 → 2ФЕ + 3Х 2 О
ЦО + Х 2 О → ЦО 2 + 2Х + + 2е -
Изједначавамо број електрона у обе полу-реакције и додајемо их:
(6Х + + 6Е - + Фе 2 О 3 → 2ФЕ + 3Х 2 О) к 2
(ЦО + Х 2 О → ЦО 2 + 2Х + + 2е - ) к 6
12 Х + + 12е - + 2Фе 2 О 3 + 6ЦО + 6Х 2 О → 4Фе + 6Х 2 О + 6ЦО 2 + 12Х + + 12е -
Отказујемо електроне, Х + јоне и молекуле воде:
2Фе 2 О 3 + 6ЦО → 4Фе + 6ЦО 2
Али ови коефицијенти се могу поделити са два да би још више поједноставили једначину, имајући:
Фе 2 О 3 + 3ЦО → 2Фе + 3ЦО 2
Поставља се питање: да ли је редокс балансирање неопходно за ову једначину? Суђењем и грешкама, то би било много брже. Ово показује да се ова реакција одвија без обзира на пХ медијума.
Референце
- Вхиттен, Давис, Пецк и Станлеи. (2008). Хемија (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Учење.
- Хелменстине, др Анне Марие (22. септембра 2019). Како уравнотежити реакције Редока. Опоравак од: тхинкцо.цом
- Анн Нгуиен и Лувлеен Брар. (05. јуна 2019.). Балансирање Редок реакција. Цхемистри ЛибреТектс. Опоравак од: цхем.либретектс.орг
- Куимитубе. (2012). Вежба 19: Подешавање редокс реакције у основном медијуму са две оксидационе полу-реакције. Опоравак од: куимитубе.цом
- Универзитет Вашингтон у Сент Луису. (сф) Проблеми са праксом: Реакције Редока. Опоравак од: цхемистри.вустл.еду
- Јохн Вилеи & Сонс. (2020). Како уравнотежити једначине Редока. Опоравак од: думмиес.цом
- Рубен Дарио ОГ (2015). Балансирање хемијских једначина. Опоравак од: апрендеенлинеа.удеа.еду.цо