- Žingsniai
- - generolas
- Patikrinkite reagentų ir produktų oksidacijos skaičius
- Nustatykite oksiduojančias ir redukuojančias rūšis
- Parašykite pusines reakcijas ir subalansuokite atomus ir krūvius
- Joninės lygties koeficientus pakeiskite į bendrąją lygtį
- - balansas rūgščioje terpėje
- - Balansas pagrindinėje terpėje
- Pavyzdžiai
- Pratimai
- 1 pratimas
- Bendrieji veiksmai
- Balansas bazinėje terpėje
- 2 pratimas
- Bendrieji veiksmai
- Likutis rūgščioje terpėje
- Nuorodos
Redokso balansavimo metodas yra vienas, kad leidžia subalansuoti cheminių lygtis oksidacijos-redukcijos reakcijos, kurios priešingu atveju būtų galvos skausmas. Čia viena ar daugiau rūšių keičiasi elektronais; tai, kas juos dovanoja arba praranda, vadinama oksiduojančiomis rūšimis, o ta, kuri juos priima ar įgyja, redukuojančiomis rūšimis.
Taikant šį metodą būtina žinoti šių rūšių oksidacijos skaičių, nes jie parodo, kiek elektronų jie įgijo ar prarado viename molyje. Dėl šios priežasties galima subalansuoti elektrinius krūvius, įrašant elektronus į lygtis, lyg jie būtų reagentai ar produktai.
Bendrosios redokso reakcijos pusiau reakcijos kartu su trimis veikėjais balansavimo metu: H +, H2O ir OH-. Šaltinis: Gabrielis Bolívaras.
Viršutinis paveikslėlis parodo, kaip efektyviai elektronai, e - yra dedami kaip reagentai, kai oksiduojančios rūšys juos įgauna; ir kaip produktai, kai redukuojančios rūšys jų netenka. Atkreipkite dėmesį, kad norint subalansuoti šio tipo lygtis, būtina įsisavinti oksidacijos ir oksidacijos-redukcijos skaičių sąvokas.
H + H 2 O ir OH - rūšys , priklausomai nuo reakcijos terpės pH, redokso leidžia balansavimas, kuris yra, kodėl ji yra labai dažnas juos rasti pratimų. Jei terpė yra rūgšti, pasinaudojame H + ; bet jei, priešingai, terpė yra bazinė, tada mes naudojame OH - balansavimui.
Reakcijos pobūdis lemia, koks turėtų būti terpės pH. Štai kodėl, nors ji gali būti subalansuotas darant prielaidą, rūgštinės ar bazinės terpės, galutinis subalansuotas lygtis parodys, ar H + ir OH - jonai yra tikrai nebūtinas, ar ne .
Žingsniai
- generolas
Patikrinkite reagentų ir produktų oksidacijos skaičius
Tarkime, kad ši cheminė lygtis:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Tai atitinka redokso reakciją, kurioje pasikeičia reagentų oksidacijos skaičiai:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Nustatykite oksiduojančias ir redukuojančias rūšis
Oksiduojančios rūšys įgyja elektronus oksiduodamos redukuojančias rūšis. Todėl jo oksidacijos skaičius mažėja: jis tampa mažiau teigiamas. Tuo tarpu redukuojančių rūšių oksidacijos skaičius padidėja, nes praranda elektronus: jis tampa labiau teigiamas.
Taigi ankstesnėje reakcijoje varis oksiduojasi, nes jis pereina iš Cu 0 į Cu 2+ ; o sidabras sumažėja, nes jis pereina nuo Ag + iki Ag 0 . Varis yra redukuojančios rūšys, o sidabras - oksiduojančios rūšys.
Parašykite pusines reakcijas ir subalansuokite atomus ir krūvius
Nustatant, kurios rūšys įgyja ar praranda elektronus, rašomos redukcijos ir oksidacijos reakcijų pusinės reakcijos:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Varis praranda du elektronus, o sidabras įgyja vieną. Mes įdedame elektronus į abi reakcijas:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Atminkite, kad apkrovos išlieka subalansuotos abiejų pusinių reakcijų metu; bet jei jie būtų sudėti, būtų pažeistas materijos išsaugojimo įstatymas: elektronų skaičius turi būti lygus dviejose pusiau reakcijose. Todėl antroji lygtis padauginama iš 2 ir pridedamos dvi lygtys:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektronai atsistato, nes yra reagentų ir produktų pusėse:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Tai yra globalioji joninė lygtis.
Joninės lygties koeficientus pakeiskite į bendrąją lygtį
Galiausiai ankstesnės lygties stechiometriniai koeficientai perkeliami į pirmąją lygtį:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Atkreipkite dėmesį, kad 2 buvo pastatytas su AgNO 3, nes šioje druskoje sidabras yra kaip Ag + , ir tas pats atsitinka su Cu (NO 3 ) 2 . Jei ši lygtis pabaigoje nėra subalansuota, tęsiame bandymą.
Ankstesniuose žingsniuose pasiūlyta lygtis galėjo būti tiesiogiai subalansuota bandymų ir klaidų būdu. Tačiau yra redoksinių reakcijų, kurioms įvykti reikalinga rūgštinė (H + ) arba šarminė (OH - ) terpė . Tokiu atveju negalima subalansuoti darant prielaidą, kad terpė yra neutrali; kaip ką tik parodyta (nebuvo pridėta nei H +, nei OH ).
Kita vertus, patogu žinoti, kad atomai, jonai ar junginiai (dažniausiai oksidai), kuriuose vyksta oksidacijos skaičiaus pokyčiai, yra užrašomi pusiau reakcijose. Tai bus pabrėžta pratimų skyriuje.
- balansas rūgščioje terpėje
Kai terpė yra rūgšti, būtina sustoti ties dviem reakcijomis. Šį kartą, kai balansuojame, mes nepaisome deguonies ir vandenilio atomų, taip pat elektronų. Galų gale elektronai subalansuos.
Tada reakcijos, kurioje yra mažiau deguonies atomų, pusėje mes pridedame vandens molekules, kad būtų kompensuota. Kitoje pusėje mes subalansuojame vandenilius H + jonais . Galiausiai pridedame elektronus ir einame atlikdami jau aprašytus bendruosius veiksmus.
- Balansas pagrindinėje terpėje
Kai terpė yra bazinė, ji eina taip pat, kaip ir rūgščioje terpėje, su nedideliu skirtumu: šį kartą toje pusėje, kur yra daugiau deguonies, bus vandens molekulių skaičius, lygus šiam deguonies pertekliui; o iš kitos pusės - OH jonai - kompensuoti vandenilius.
Galiausiai elektronai subalansuoti, pridedamos dvi pusinės reakcijos ir į bendrąją lygtį pakeisti globalios joninės lygties koeficientai.
Pavyzdžiai
Šios subalansuotos ir nesubalansuotos redokso lygtys yra pavyzdžiai, siekiant pamatyti, kiek jos pasikeičia pritaikius šį balansavimo metodą:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (nesubalansuotas)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (subalansuota rūgštinė terpė)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (subalansuota bazinė terpė)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (nesubalansuotas)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (subalansuota rūgštinė terpė)
Cr 2 O 2 7 + + HNO 2 → Cr 3 + + NO 3 - (nesubalansuotas)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (subalansuota rūgštinė terpė)
Pratimai
1 pratimas
Pagrindinėje terpėje subalansuokite šią lygtį:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Bendrieji veiksmai
Pirmiausia užrašome rūšių, kurios, kaip įtariame, oksiduojamos ar redukuotos, oksidacijos numerius; šiuo atveju jodo atomai:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Atminkite, kad jodas oksiduojasi ir tuo pačiu metu redukuojasi, todėl rašome dvi jų atitinkamas pusines reakcijas:
I 2 → I - (redukcija, sunaudojama kiekvienam I - 1 elektronui)
I 2 → IO 3 - (oksidacija, kiekvienam IO 3 - 5 išsiskiria elektronai)
Į oksidacijos pusinės reakcijos vietą mes dedame anijoną IO 3 - , o ne jodo atomą, kaip I 5+ . Mes subalansuojame jodo atomus:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Balansas bazinėje terpėje
Dabar mes sutelkiame dėmesį į pusiausvyros oksidacijos reakciją bazinėje terpėje, nes joje yra deguonies turinčių rūšių. Produkto pusėje pridedame tiek pat vandens molekulių, kiek yra deguonies atomų:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
Kairėje pusėje mes subalansuosime vandenilį su OH - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Parašome dvi pusines reakcijas ir pridedame trūkstamus elektronus, kad subalansuotume neigiamus krūvius:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Abiejose pusiau reakcijose išlyginame elektronų skaičių ir pridedame juos:
(I 2 + 2e - → 2I - ) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10 e - ) x 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Elektronai pasitraukia ir visus koeficientus padalijame iš keturių, kad būtų supaprastinta pasaulinė joninė lygtis:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
Ir galiausiai mes pakeičiame joninės lygties koeficientus pirmojoje lygtyje:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Lygtis jau subalansuota. Palyginkite šį rezultatą su balansavimu rūgščioje terpėje 2 pavyzdyje.
2 pratimas
Rūgščioje terpėje subalansuokite šią lygtį:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Bendrieji veiksmai
Pažvelkime į geležies ir anglies oksidacijos skaičius, norėdami sužinoti, kuris iš jų buvo oksiduotas ar redukuotas:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Geležis buvo sumažinta, todėl ji tapo oksiduojančia rūšimi. Tuo tarpu anglis buvo oksiduota, veikdama kaip redukuojančios rūšys. Susijusios oksidacijos ir redukcijos pusinės reakcijos:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (sumažinimas, sunaudojama kiekvienam Fe 3 elektronui)
CO → CO 2 (oksidacijos, kiekvienam CO 2 2 elektronai yra išleidžiami)
Atkreipkite dėmesį, kad mes rašome oksidą Fe 2 O 3 , nes jame yra Fe 3+ , o ne tik Fe 3+ . Mes subalansuojame reikalingus atomus, išskyrus deguonį:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
Ir mes tęsiame balansavimą rūgščioje terpėje abiejose pusiau reakcijose, nes tarp jų yra deguonimi prisotintų rūšių.
Likutis rūgščioje terpėje
Mes pridedame vandens, kad subalansuotume deguonis, o tada H +, kad subalansuotume vandenilius:
Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
6H + + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2
CO + H 2 O → CO 2 + 2H +
Dabar mes subalansuosime krūvius, įdėdami elektronus, kurie dalyvauja pusiau reakcijose:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Abiejose pusiau reakcijose išlyginame elektronų skaičių ir pridedame juos:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e - ) x 6
12 H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Atšaukiame elektronus, H + jonus ir vandens molekules:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Bet šiuos koeficientus galima padalyti iš dviejų, kad dar labiau supaprastintume lygtį:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Kyla klausimas: ar reikėjo redox balansavimo pagal šią lygtį? Bandymais ir klaidomis tai būtų buvę daug greičiau. Tai rodo, kad ši reakcija vyksta nepriklausomai nuo terpės pH.
Nuorodos
- Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019 m. Rugsėjo 22 d.). Kaip subalansuoti Redox reakcijas. Atgauta iš: thinkco.com
- Ann Nguyen ir Luvleen Brar. (2019 m. Birželio 05 d.). Balansuojančios redokso reakcijos. Chemija „LibreTexts“. Atkurta iš: chem.libretexts.org
- „Quimitube“. (2012). 19 pratimas. Redokso reakcijos bazinėje terpėje derinimas su dviem oksidacijos pusiau reakcijomis. Atkurta iš: quimitube.com
- Vašingtono universitetas Sent Luise. (sf). Praktikos problemos: Redox reakcijos. Atgauta iš: chemija.wustl.edu
- Johnas Wiley ir sūnūs. (2020). Kaip subalansuoti Redox lygtis. Atgauta iš: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Balansuojančios cheminės lygtys. Atkurta iš: aprendeenlinea.udea.edu.co