- koraci
- - Općenito
- Provjerite oksidacijske brojeve reaktanata i proizvoda
- Odrediti vrste oksidacije i redukcije
- Napišite polu-reakcije i uravnotežite atome i naboje
- Supstituirajte koeficijente ionske jednadžbe u opću jednadžbu
- - Ravnoteža u kiseloj sredini
- - Ravnoteža u osnovnom mediju
- Primjeri
- vježbe
- Vježba 1
- Opći koraci
- Ravnoteža u osnovnom mediju
- Vježba 2
- Opći koraci
- Ravnoteža u kiseloj sredini
- Reference
Metoda balansiranje redoks je onaj koji omogućuje balansiranje kemijske jednadžbe redoks reakcija, koja bi inače bila glavobolja. Ovdje jedna ili više vrsta razmjenjuju elektrone; ona koja ih donira ili izgubi naziva se oksidirajućom vrstom, dok ona koja ih prihvaća ili dobiva, reducirajuća vrsta.
U ovoj je metodi ključno znati oksidacijske brojeve tih vrsta, jer one otkrivaju koliko elektrona je dobilo ili izgubilo po molu. Zahvaljujući tome, moguće je uravnotežiti električne naboje tako što ćemo elektrone napisati u jednadžbama kao da su reaktanti ili proizvodi.
Opće polu-reakcije redoks reakcije zajedno s tri protagonista tijekom njihovog uravnoteženja: H +, H20 i OH-. Izvor: Gabriel Bolívar.
Gornja slika pokazuje kako učinkovito elektroni e - stavljaju kao reaktante Kada je oksidacijsko vrsta dobici ih; i kao proizvodi kada ih reducirajuće vrste izgube. Imajte na umu da je za uravnoteženje ove vrste jednadžbi potrebno savladati koncepte oksidacijskih i oksidacijsko-redukcijskih brojeva.
H +, H 2 O i OH - vrsta, ovisno o pH reakcijskog medija, dopustiti redoks balansiranje, što je razlog zašto je vrlo uobičajeno da ih naći u vježbi. Ako je medij kiseo, pribjegavamo H +; ali ako je naprotiv medij osnovni, tada koristimo OH - za balansiranje.
Priroda same reakcije diktira koliki bi pH trebao biti medij. Zato se, iako se ravnoteža može izvesti pod pretpostavkom kiselog ili baznog medija, konačna uravnotežena ravnoteža pokazuje da li su H + i OH - ioni doista potrebni ili ne.
koraci
- Općenito
Provjerite oksidacijske brojeve reaktanata i proizvoda
Pretpostavimo sljedeću kemijsku jednadžbu:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + Ag (s)
To odgovara redoks reakciji u kojoj dolazi do promjene u oksidacijskom broju reaktanata:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3) 2 + Ag (s) 0
Odrediti vrste oksidacije i redukcije
Oksidirajuća vrsta dobiva elektrone oksidacijom reducirajućih vrsta. Stoga se njegov oksidacijski broj smanjuje: postaje manje pozitivan. U međuvremenu, oksidacijski broj reducirajuće vrste raste, jer gubi elektrone: postaje pozitivniji.
Tako se u prethodnoj reakciji bakar oksidira jer prelazi iz Cu 0 u Cu 2+; a srebro se smanjuje, jer ide od Ag + do Ag 0. Bakar je reducirajuća vrsta, a srebro oksidirajuća vrsta.
Napišite polu-reakcije i uravnotežite atome i naboje
Identificirajući koje vrste dobivaju ili gube elektrone, pišu se redoks polu-reakcije za reakcije redukcije i oksidacije:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Bakar gubi dva elektrona, dok srebro dobija jedan. Stavljamo elektrone u obje polu-reakcije:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Imajte na umu da opterećenja ostaju uravnotežena u obje polu-reakcije; ali ako ih se zbroji, kršio bi se zakon očuvanja materije: broj elektrona mora biti jednak u dvije polu-reakcije. Stoga se druga jednadžba množi s 2 i dodaju se dvije jednadžbe:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e -) x 1
(Ag + + e - → Ag 0) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektroni se odustaju jer su na strani reaktanata i proizvoda:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Ovo je globalna ionska jednadžba.
Supstituirajte koeficijente ionske jednadžbe u opću jednadžbu
Konačno, stehiometrijski koeficijenti iz prethodne jednadžbe prenose se u prvu jednadžbu:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (s)
Imajte na umu da je 2 pozicioniran s AgNO 3, jer je u ovoj soli srebro kao Ag +, a isto se događa i sa Cu (NO 3) 2. Ako ova jednadžba na kraju nije uravnotežena, nastavljamo s ispitivanjem.
Jednadžba predložena u prethodnim koracima mogla je biti uravnotežena izravno pokušajem i pogreškom. Međutim, postoje redoks reakcije za koje je potreban kiseli (H +) ili bazični (OH -) medij. Kad se to dogodi, to se ne može uravnotežiti pretpostavljajući da je medij neutralan; kao što je upravo prikazano (nije dodan ni H + ni OH).
S druge strane, prikladno je znati da su atomi, ioni ili spojevi (uglavnom oksidi) u kojima dolazi do promjena oksidacijskog broja zapisani u polu-reakcijama. To će biti istaknuto u odjeljku vježbi.
- Ravnoteža u kiseloj sredini
Kad je medij kiselina, potrebno je zaustaviti na dvije polu-reakcije. Ovaj put kad uravnotežimo zanemarujemo atome kisika i vodika, a također i elektrone. Elektroni će se na kraju uravnotežiti.
Zatim, na strani reakcije s manje atoma kisika, dodamo molekule vode da nadoknadimo to. S druge strane, uravnotežimo vodike s H + ionima. I na kraju, dodamo elektrone i nastavimo slijedeći već opisane opće korake.
- Ravnoteža u osnovnom mediju
Kad je medij bazičan, nastavlja se na isti način kao u kiselom mediju s malom razlikom: ovaj put na strani gdje ima više kisika nalazit će se broj molekula vode jednak ovom višku kisika; a s druge strane OH ioni - za nadoknadu vodika.
Konačno, elektroni su uravnoteženi, dodaju se dvije polu-reakcije, a koeficijenti globalne ionske jednadžbe zamjenjuju se u opću jednadžbu.
Primjeri
Sljedeće uravnotežene i neuravnotežene redox jednadžbe služe kao primjeri za vidjeti koliko se mijenjaju nakon primjene ove metode uravnoteženja:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (neuravnoteženo)
P 4 + 10 Cio - + 6H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (uravnotežena kiselina medij)
P 4 + 10 Cio - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6H 2 O (uravnotežena osnovni medij)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (neuravnoteženo)
3I 2 + kno 3 + 3 H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (uravnotežena kiselina medij)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (neuravnoteženo)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3+ 2Cr 3+ + 4H 2 O (uravnotežena kiselina medij)
vježbe
Vježba 1
Uravnotežite sljedeću jednadžbu u osnovnom mediju:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Opći koraci
Započinjemo s zapisom oksidacijskih brojeva vrsta za koje sumnjamo da su oksidirale ili smanjile; u ovom slučaju, atomi joda:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Imajte na umu da se jod oksidira i u isto vrijeme smanjuje, pa nastavljamo s pisanjem njihovih dviju reakcija:
I 2 → I - (redukcija, za svaki I - troši se 1 elektron)
I 2 → IO 3 - (oksidacija, za svaki IO 3 - 5 elektrona se oslobađa)
U reakciju oksidacije postavljamo anionski IO 3 -, a ne atom joda kao I 5+. Uravnotežujemo atome joda:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Ravnoteža u osnovnom mediju
Sada se fokusiramo na uravnoteženje oksidacijske polu-reakcije u osnovnom mediju jer ima oksigeniranu vrstu. Na strani proizvoda dodamo isti broj molekula vode koliko ima atoma kisika:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
A na lijevoj strani uravnotežimo vodike s OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Dvije polu-reakcije napišemo i dodamo nedostajuće elektrone da uravnotežimo negativne naboje:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Izjednačujemo broj elektrona u obje polu-reakcije i zbrajamo ih:
(I 2 + 2e - → 2I -) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -) x 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Elektroni se poništavaju i dijelimo sve koeficijente po četiri da bismo pojednostavili globalnu ionsku jednadžbu:
(12i 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12 H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3 H 2 O
I na kraju, zamjenjujemo koeficijente ionske jednadžbe u prvoj jednadžbi:
3I 2 + 6OH - + kno 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3 H 2 O
Jednadžba je već uravnotežena. Usporedite ovaj rezultat s uravnoteženjem u kiseloj sredini u primjeru 2.
Vježba 2
Izbalansirajte sljedeću jednadžbu u kiselom mediju:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Opći koraci
Gledamo oksidacijske brojeve željeza i ugljika kako bismo otkrili koji je od njih oksidirao ili smanjio:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Željezo je smanjeno, što ga čini oksidirajućom vrstom. U međuvremenu, ugljik je oksidirao, ponašajući se kao reducirajuća vrsta. Polus reakcije oksidacije i redukcije su:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (redukcija za svaki Fe 3 elektrona se troši)
CO → CO 2 (oksidacija za svaki CO 2 2 elektron se oslobađa)
Imajte na umu da pišemo oksid, Fe 2 O 3, jer sadrži Fe 3+, a ne da stavljamo Fe 3+. Uravnotežujemo potrebne atome, osim kisika:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
I nastavljamo izvesti ravnotežu u kiselom mediju u obje polu-reakcije, jer između njih postoje kisikove vrste.
Ravnoteža u kiseloj sredini
Dodajemo vodu za uravnoteženje kisika, a zatim H + za uravnoteženje vodika:
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 +
Sada uravnotežujemo naboje stavljajući elektrone koji su uključeni u polu-reakcije:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Izjednačujemo broj elektrona u obje polu-reakcije i zbrajamo ih:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -) X6
12 H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Otkazujemo elektrone, H + ione i molekule vode:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Ali ti se koeficijenti mogu podijeliti s dva kako bi se jednadžba još više pojednostavila, imajući:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Postavlja se pitanje: je li redoks balansiranje bilo potrebno za ovu jednadžbu? Suđenjem i pogreškama bilo bi mnogo brže. To pokazuje da se ta reakcija odvija bez obzira na pH medija.
Reference
- Whitten, Davis, Peck i Stanley. (2008). Kemija (8. izd.). CENGAGE Učenje.
- Helmenstine, Anne Marie, dr. Sc. (22. rujna 2019.). Kako uravnotežiti reakcije Redoxa. Oporavilo od: misel.com
- Ann Nguyen i Luvleen Brar. (05. lipnja 2019.). Balansiranje Redox reakcija. Kemija LibreTexts. Oporavak od: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Vježba 19: Podešavanje redoks reakcije u bazičnom mediju s dvije oksidacijske polu-reakcije. Oporavilo od: quimitube.com
- Sveučilište Washington u St. Louisu (SF). Problemi u praksi: Reox reakcije. Oporavak od: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sinovi. (2020). Kako uravnotežiti jednadžbe Redoxa. Oporavilo od: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Balansiranje kemijskih jednadžbi. Oporavak od: aprendeenlinea.udea.edu.co