Redox balanseringsmetode trinn, eksempler, øvelser

De redoks balanseringsmetode Det er den som gjør det mulig å balansere de kjemiske ligningene til redoksreaksjonene, noe som ellers ville være hodepine. Her utveksler en eller flere arter elektroner; den som donerer eller mister dem kalles den oksiderende arten, mens den som aksepterer eller får dem, den reduserende arten.

I denne metoden er det viktig å vite oksidasjonsantallene til disse artene, siden de avslører hvor mange elektroner de har fått eller mistet per mol. Takket være dette er det mulig å balansere de elektriske ladningene ved å skrive elektronene i ligningene som om de var reaktanter eller produkter..

Bildet over viser hvor effektivt elektroner, og^- de blir plassert som reaktanter når den oksiderende arten får dem; og som produkter når den reduserende arten mister dem. Merk at for å balansere disse typer ligninger er det nødvendig å mestre konseptene oksydasjon og oksidasjonsreduksjonstall..

Arten H⁺, H_toO og OH^-, Avhengig av pH i reaksjonsmediet, tillater det redoksbalansering, og det er derfor det er veldig vanlig å finne dem i øvelser. Hvis mediet er surt, vender vi oss til H⁺; men hvis tvert imot mediet er grunnleggende, så bruker vi OH^- for rocking.

Selve reaksjonens natur dikterer hva pH i mediet skal være. Det er derfor, selv om det kan balanseres under antagelse av et surt eller basisk medium, vil den endelige balanserte ligningen indikere om H-ionene virkelig er dispensable eller ikke.⁺ og OH^-.

Artikkelindeks

• 1 trinn
  • 1.1 - Generelt
  • 1.2 - Balansering i et surt medium
  • 1.3 - Balansering i grunnmedium
• 2 Eksempler
• 3 Øvelser
  • 3.1 Øvelse 1
  • 3.2 Øvelse 2
• 4 Referanser

Fremgangsmåte

- Generell

Kontroller oksidasjonsnumrene til reaktantene og produktene

Anta følgende kjemiske ligning:

Cu (s) + AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)_to + Ag (er)

Dette tilsvarer en redoksreaksjon der en endring skjer i oksidasjonsantallene til reaktantene:

Cu⁰(s) + Ag⁺IKKE₃(ac) → Cu^to+(IKKE₃)_to + Ag (er)⁰

Identifiser oksiderende og reduserende arter

Den oksiderende arten får elektroner ved å oksidere den reduserende arten. Derfor reduseres oksidasjonsnummeret: det blir mindre positivt. I mellomtiden øker oksidasjonsnummeret til den reduserende arten, siden den mister elektroner: den blir mer positiv..

I den forrige reaksjonen blir kobber således oksidert, siden den passerer fra Cu⁰ til Cu^to+; og sølv reduseres når det går fra Ag⁺ til Ag⁰. Kobber er den reduserende arten, og sølv den oksiderende arten.

Skriv halvreaksjonene og balanser atomer og ladninger

Å identifisere hvilke arter som får eller mister elektroner, er redoks-halvreaksjonene skrevet for både reduksjons- og oksidasjonsreaksjoner:

Cu⁰ → Cu^to+

Ag⁺ → Ag⁰

Kobber mister to elektroner, mens sølv får en. Vi plasserer elektronene i begge halvreaksjonene:

Cu⁰ → Cu^to+ + 2e^-

Ag⁺ + og^- → Ag⁰

Merk at belastningen forblir balansert i begge halvreaksjonene; men hvis de ble lagt sammen, ville loven om bevaring av materie bli brutt: antall elektroner må være likt i de to halvreaksjonene. Derfor multipliseres den andre ligningen med 2, og de to ligningene blir lagt til:

(Cu⁰ → Cu^to+ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + og^-  → Ag⁰) x 2 

Cu⁰ + 2Ag⁺ + 2e^- → Cu^to+ + 2Ag⁰ + 2e^-

Elektronene avbrytes fordi de er på sidene av reaktantene og produktene:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu^to+ + 2Ag⁰

Dette er den globale ioniske ligningen.

Erstatt koeffisienter fra den ioniske ligningen til den generelle ligningen

Til slutt overføres de støkiometriske koeffisientene fra forrige ligning til den første ligningen:

Cu (s) + 2AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)_to + 2Ag (s)

Merk at 2 var posisjonert med AgNO₃ for i dette saltet er sølvet som Ag⁺, og det samme skjer med Cu (NO₃)_to. Hvis denne ligningen ikke er balansert til slutt, fortsetter vi med å utføre rettssaken.

Ligningen som ble foreslått i de forrige trinnene, kunne vært balansert direkte ved prøving og feiling. Imidlertid er det redoksreaksjoner som krever et surt medium (H⁺) eller basic (OH^-) skje. Når dette skjer, kan det ikke balanseres forutsatt at mediet er nøytralt; som nettopp vist (ingen H⁺ og verken OH^-).

På den annen side er det praktisk å vite at atomene, ionene eller forbindelsene (for det meste oksider) der endringene i oksidasjonstallene forekommer, er skrevet i halvreaksjonene. Dette vil bli fremhevet i øvelsesdelen.

- Balanse i surt medium

Når mediet er surt, er det nødvendig å stoppe ved de to halvreaksjonene. Denne gangen når vi balanserer, ignorerer vi oksygen- og hydrogenatomene, og også elektronene. Elektroner vil balansere til slutt.

Så, på siden av reaksjonen med færre oksygenatomer, legger vi til vannmolekyler for å gjøre opp for det. På den andre siden balanserer vi hydrogenene med H-ioner⁺. Og til slutt legger vi til elektronene og fortsetter ved å følge de generelle trinnene som allerede er beskrevet..

- Balanse i grunnmedium

Når mediet er basisk, går man frem på samme måte som i det sure mediet med en liten forskjell: denne gangen på siden der det er mer oksygen, vil et antall vannmolekyler lik dette overskytende oksygen være lokalisert; og på den andre siden, OH-ioner^- for å kompensere for hydrogener.

Til slutt er elektronene balansert, de to halvreaksjonene tilsettes, og koeffisientene til den globale ioniske ligningen erstattes i den generelle ligningen.

Eksempler

Følgende balanserte og ubalanserte redokslikninger fungerer som eksempler for å se hvor mye de endres etter å ha brukt denne balanseringsmetoden:

P₄ + ClO^- → PO₄^3- + Cl^- (ubalansert)

P₄ + 10 ClO^- + 6 timer_toO → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 timer⁺ (balansert syremedium)

P₄ + 10 ClO^- + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 6 timer_toO (balansert medium grunnleggende)

Jeg_to + KNO₃ → jeg^- + KIO₃ + IKKE₃^- (ubalansert)

3I_to + KNO₃ + 3H_toO → 5I^- + KIO₃ + IKKE₃^- + 6H⁺ (balansert syremedium)

Cr_toELLER_to^7- + HNO_to → Cr³⁺ + IKKE₃^- (ubalansert)

3HNO_to + 5H⁺ + Cr_toELLER_to^7- → 3NO₃^- +2Cr³⁺ + 4H_toO (balansert syremedium)

Opplæring

Øvelse 1

Balansere følgende ligning i grunnmedium:

Jeg_to + KNO₃ → jeg^- + KIO₃ + IKKE₃^-

Generelle trinn

Vi begynner med å skrive oksidasjonsnumrene til arten som vi mistenker er oksidert eller redusert; i dette tilfellet jodatomer:

Jeg_to⁰ + KNO₃ → jeg^- + KI⁵⁺ELLER₃ + IKKE₃^-

Merk at jod oksyderes og samtidig reduseres, så vi fortsetter å skrive deres to respektive halvreaksjoner:

Jeg_to → jeg^- (reduksjon, for hvert jeg^- 1 elektron forbrukes)

Jeg_to  → IO₃^- (oksidasjon, for hver IO₃^- 5 elektroner frigjøres)

I oksidasjonshalvreaksjonen plasserer vi anionet IO₃^-, og ikke jodatomet som jeg⁵⁺. Vi balanserer jodatomer:

Jeg_to → 2I^-

Jeg_to  → 2IO₃^-

Balanse i grunnmedium

Nå fokuserer vi på å balansere oksidasjonshalvreaksjonen i et basisk medium, siden den har en oksygenert art. Vi tilfører på produktsiden samme antall vannmolekyler som det er oksygenatomer:

Jeg_to  → 2IO₃^- + 6H_toELLER

Og på venstre side balanserer vi hydrogenene med OH^-:

Jeg_to  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_toELLER

Vi skriver de to halvreaksjonene og legger til de manglende elektronene for å balansere de negative ladningene:

Jeg_to + 2e^- → 2I^-

Jeg_to  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_toO + 10e^-

Vi utjevner antall elektroner i begge halvreaksjoner og legger til dem:

(JEG_to + 2e^- → 2I^-) x 10

(JEG_to  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_toO + 10e^-) x 2

12I_to + 24 OH^- + 20e^- → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_toO + 20e^-

Elektronene slettes, og vi deler alle koeffisientene med fire for å forenkle den globale ioniske ligningen:

(12I_to + 24 OH^-  → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_toO) x ¼

3I_to + 6OH^- → 5I^- + IO₃^- + 3H_toELLER

Og til slutt erstatter vi koeffisientene til den ioniske ligningen i den første ligningen:

3I_to + 6OH^- + KNO₃ → 5I^- + KIO₃ + IKKE₃^- + 3H_toELLER

Ligningen er allerede balansert. Sammenlign dette resultatet med balanseringen i syremedium i eksempel 2.

Øvelse 2

Balansere følgende ligning i et surt medium:

Tro_toELLER₃ + CO → Fe + CO_to

Generelle trinn

Vi ser på oksidasjonstallene til jern og karbon for å finne ut hvilken av de to som har blitt oksidert eller redusert:

Tro_to³⁺ELLER₃ + C^to+O → Tro⁰ + C⁴⁺ELLER_to

Jern har blitt redusert, noe som gjør det til den oksiderende arten. I mellomtiden har karbonet blitt oksidert og oppfører seg som den reduserende arten. Berørte halvreaksjoner for oksidasjon og reduksjon er:

Tro_to³⁺ELLER₃ → Tro⁰  (reduksjon, for hver Fe forbrukes 3 elektroner)

CO → CO_to (oksidasjon, for hver CO_to 2 elektroner frigjøres)

Merk at vi skriver oksidet, Fe_toELLER₃, fordi den inneholder tro³⁺, i stedet for bare å plassere Fe³⁺. Vi balanserer atomene som er nødvendige unntatt oksygen:

Tro_toELLER₃ → 2Fe

CO → CO_to

Og vi fortsetter med å utføre balanseringen i et surt medium i begge halvreaksjonene, siden det er oksygenholdige arter i mellom..

Balanse i surt medium

Vi tilfører vann for å balansere oksygene, og deretter H⁺ for å balansere hydrogener:

Tro_toELLER₃ → 2Fe + 3H_toELLER

6H⁺ +  Tro_toELLER₃ → 2Fe + 3H_toELLER

CO + H_toO → CO_to

CO + H_toO → CO_to + 2H⁺

Nå balanserer vi ladningene ved å plassere elektronene som er involvert i halvreaksjonene:

6H⁺ +  6e^- + Tro_toELLER₃ → 2Fe + 3H_toELLER

CO + H_toO → CO_to + 2H⁺ + 2e^-

Vi utjevner antall elektroner i begge halvreaksjonene og legger til dem:

(6H⁺ +  6e^- + Tro_toELLER₃ → 2Fe + 3H_toO) x 2

(CO + H_toO → CO_to + 2H⁺ + 2e^-) x 6

12 timer⁺ + 12e^- + 2Fe_toELLER₃ + 6CO + 6H_toO → 4Fe + 6H_toO + 6CO_to + 12H⁺ + 12e^-

Vi avbryter elektronene, H-ionene⁺ og vannmolekylene:

2Fe_toELLER₃ + 6CO → 4Fe + 6CO_to

Men disse koeffisientene kan deles av to for å forenkle ligningen enda mer, med:

Tro_toELLER₃ + 3CO → 2Fe + 3CO_to

Dette spørsmålet oppstår: var redoksbalansering nødvendig for denne ligningen? Ved prøving og feiling hadde det gått mye raskere. Dette viser at denne reaksjonen fortsetter uavhengig av pH i mediet..

Referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. september 2019). Hvordan balansere redoksreaksjoner. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (5. juni 2019). Balansere redoksreaksjoner. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Øvelse 19: Justering av en redoksreaksjon i basisk medium med to oksidasjonshalvreaksjoner. Gjenopprettet fra: quimitube.com
5. Washington University i St. Louis. (s.f.). Øvelsesproblemer: Redoksreaksjoner. Gjenopprettet fra: chemistry.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hvordan balansere redoksligninger. Gjenopprettet fra: dummies.com
7. Rubén Darío O. G. (2015). Balansere kjemiske ligninger. Gjenopprettet fra: aprendeenlinea.udea.edu.co