Redox balanseringsmetod steg, exempel, övningar

De redox balanseringsmetod Det är det som gör det möjligt att balansera de kemiska ekvationerna för redoxreaktionerna, vilket annars skulle vara huvudvärk. Här utbyter en eller flera arter elektroner; den som donerar eller förlorar dem kallas den oxiderande arten, medan den som accepterar eller vinner dem, den reducerande arten.

I denna metod är det viktigt att känna till oxidationsantalet för dessa arter, eftersom de avslöjar hur många elektroner de har fått eller förlorat per mol. Tack vare detta är det möjligt att balansera de elektriska laddningarna genom att skriva elektronerna i ekvationerna som om de vore reaktanter eller produkter..

Bilden ovan visar hur effektivt elektroner, och^- de placeras som reaktanter när den oxiderande arten får dem; och som produkter när den reducerande arten förlorar dem. Observera att för att balansera dessa typer av ekvationer är det nödvändigt att behärska begreppen oxidation och oxidationsreduktionstal..

Arten H⁺, H_tvåO och OH^-, Beroende på pH i reaktionsmediet tillåter det redoxbalansering, varför det är mycket vanligt att hitta dem i övningar. Om mediet är surt vänder vi oss till H⁺; men om mediet tvärtom är grundläggande, så använder vi OH^- för att gunga.

Reaktionens natur dikterar vad mediumets pH ska vara. Det är därför, även om det kan balanseras under antagande av ett surt eller basiskt medium, kommer den slutliga balanserade ekvationen att indikera om H-jonerna verkligen är dispenserbara eller inte.⁺ och OH^-.

Artikelindex

• 1 steg
  • 1.1 - Allmänt
  • 1.2 - Balansering i ett surt medium
  • 1.3 - Balansering i grundmedium
• 2 Exempel
• 3 Övningar
  • 3.1 Övning 1
  • 3.2 Övning 2
• 4 Referenser

Steg

- Allmän

Kontrollera oxidationsnumren för reaktanterna och produkterna

Antag följande kemiska ekvation:

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

Detta motsvarar en redoxreaktion, där en förändring sker i oxidationsantalet för reaktanterna:

Cu⁰(s) + Ag⁺INTE₃(ac) → Cu^två+(INTE₃)_två + Ag (er)⁰

Identifiera de oxiderande och reducerande arterna

Den oxiderande arten får elektroner genom att oxidera den reducerande arten. Därför minskar dess oxidationsnummer: det blir mindre positivt. Under tiden ökar oxidationsantalet för den reducerande arten eftersom den förlorar elektroner: det blir mer positivt..

I den föregående reaktionen oxideras således koppar eftersom den passerar från Cu⁰ till Cu^två+; och silver reduceras när det passerar från Ag⁺ till Ag⁰. Koppar är den reducerande arten och silver den oxiderande arten.

Skriv halvreaktionerna och balansera atomer och laddningar

Identifiera vilka arter som vinner eller förlorar elektroner, redoxhalvreaktionerna skrivs för både reduktions- och oxidationsreaktioner:

Cu⁰ → Cu^två+

Ag⁺ → Ag⁰

Koppar förlorar två elektroner, medan silver får en. Vi placerar elektronerna i båda halvreaktionerna:

Cu⁰ → Cu^två+ + 2e^-

Ag⁺ + och^- → Ag⁰

Observera att belastningarna förblir balanserade i båda halvreaktionerna; men om de lades samman, skulle lagen om bevarande av materia brytas: antalet elektroner måste vara lika i de två halvreaktionerna. Därför multipliceras den andra ekvationen med 2 och de två ekvationerna läggs till:

(Cu⁰ → Cu^två+ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + och^-  → Ag⁰) x 2 

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

Elektronerna avbryts eftersom de är på sidorna av reaktanterna och produkterna:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu^två+ + 2Ag⁰

Detta är den globala joniska ekvationen.

Ersätt koefficienter från den joniska ekvationen till den allmänna ekvationen

Slutligen överförs de stökiometriska koefficienterna från föregående ekvation till den första ekvationen:

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

Observera att 2 placerades med AgNO₃ för i detta salt är silver som Ag⁺, och samma händer med Cu (NO₃)_två. Om denna ekvation inte är balanserad i slutet fortsätter vi att genomföra rättegången.

Den ekvation som föreslagits i de föregående stegen kunde ha balanserats direkt genom försök och fel. Det finns emellertid redoxreaktioner som kräver ett surt medium (H⁺) eller grundläggande (OH^-) att ta plats. När detta händer kan det inte balanseras om man antar att mediet är neutralt. som just visas (ingen H⁺ och varken OH^-).

Å andra sidan är det bekvämt att veta att atomerna, jonerna eller föreningarna (mestadels oxider) i vilka förändringarna i oxidationsantalet skrivs i halvreaktionerna. Detta kommer att markeras i avsnittet övningar.

- Balans i surt medium

När mediet är surt är det nödvändigt att stanna vid de två halvreaktionerna. Den här gången när vi balanserar ignorerar vi syre- och väteatomerna och även elektronerna. Elektroner balanserar i slutändan.

Sedan, på sidan av reaktionen med färre syreatomer, lägger vi till vattenmolekyler för att kompensera för det. På andra sidan balanserar vi väten med H-joner⁺. Och slutligen lägger vi till elektronerna och fortsätter genom att följa de allmänna stegen som redan beskrivits..

- Balans i grundmedium

När mediet är basiskt fortsätter man på samma sätt som i det sura mediet med en liten skillnad: den här gången på den sida där det finns mer syre, kommer ett antal vattenmolekyler lika med detta överskott av syre att lokaliseras; och på andra sidan OH-joner^- för att kompensera för väten.

Slutligen är elektronerna balanserade, de två halvreaktionerna läggs till och koefficienterna för den globala jonekvationen ersätts i den allmänna ekvationen.

Exempel

Följande balanserade och obalanserade redoxekvationer fungerar som exempel för att se hur mycket de förändras efter att denna balanseringsmetod har tillämpats:

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

P₄ + 10 ClO^- + 6 timmar_tvåO → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 timmar⁺ (balanserat syramedium)

P₄ + 10 ClO^- + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 6 timmar_tvåO (balanserat medium grundläggande)

Jag_två + KNO₃ → jag^- + KIO₃ + INTE₃^- (obalanserad)

3I_två + KNO₃ + 3H_tvåO → 5I^- + KIO₃ + INTE₃^- + 6H⁺ (balanserat syramedium)

Cr_tvåELLER_två^7- + HNO_två → Cr³⁺ + INTE₃^- (obalanserad)

3HNO_två + 5H⁺ + Cr_tvåELLER_två^7- → 3NO₃^- +2Cr³⁺ + 4H_tvåO (balanserat syramedium)

Träning

Övning 1

Balansera följande ekvation i grundmedium:

Jag_två + KNO₃ → jag^- + KIO₃ + INTE₃^-

Allmänna steg

Vi börjar med att skriva oxidationsnumren för de arter som vi misstänker har oxiderats eller reducerats; i detta fall jodatomerna:

Jag_två⁰ + KNO₃ → jag^- + KI⁵⁺ELLER₃ + INTE₃^-

Observera att jod oxideras och samtidigt reduceras, så vi fortsätter att skriva deras två respektive halvreaktioner:

Jag_två → jag^- (minskning, för varje jag^- 1 elektron förbrukas)

Jag_två  → IO₃^- (oxidation, för varje IO₃^- 5 elektroner släpps)

I oxidationshalvreaktionen placerar vi anjonen IO₃^-, och inte jodatomen som jag⁵⁺. Vi balanserar jodatomerna:

Jag_två → 2I^-

Jag_två  → 2IO₃^-

Balans i grundmedium

Nu fokuserar vi på att balansera oxidationshalvreaktionen i ett basiskt medium, eftersom den har en syresatt art. På produktsidan lägger vi till samma antal vattenmolekyler som det finns syreatomer:

Jag_två  → 2IO₃^- + 6H_tvåELLER

Och på vänster sida balanserar vi väten med OH^-:

Jag_två  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_tvåELLER

Vi skriver de två halvreaktionerna och lägger till de elektroner som saknas för att balansera de negativa laddningarna:

Jag_två + 2e^- → 2I^-

Jag_två  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_tvåO + 10e^-

Vi utjämnar elektronernas antal i båda halvreaktionerna och lägger till dem:

(Jag_två + 2e^- → 2I^-) x 10

(Jag_två  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_tvåO + 10e^-) x 2

12I_två + 24 OH^- + 20e^- → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_tvåO + 20e^-

Elektronerna avbryts och vi delar upp alla koefficienter med fyra för att förenkla den globala jonekvationen:

(12I_två + 24 OH^-  → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_tvåO) x ¼

3I_två + 6OH^- → 5I^- + IO₃^- + 3H_tvåELLER

Och slutligen ersätter vi koefficienterna för den joniska ekvationen i den första ekvationen:

3I_två + 6OH^- + KNO₃ → 5I^- + KIO₃ + INTE₃^- + 3H_tvåELLER

Ekvationen är redan balanserad. Jämför detta resultat med balanseringen i surt medium i exempel 2.

Övning 2

Balansera följande ekvation i ett surt medium:

Tro_tvåELLER₃ + CO → Fe + CO_två

Allmänna steg

Vi tittar på oxidationsantalet på järn och kol för att ta reda på vilken av de två som har oxiderats eller reducerats:

Tro_två³⁺ELLER₃ + C^två+O → Tro⁰ + C⁴⁺ELLER_två

Järn har reducerats, vilket gör det till den oxiderande arten. Under tiden har kolet oxiderats och beter sig som den reducerande arten. Berörda halvreaktioner för oxidation och reduktion är:

Tro_två³⁺ELLER₃ → Tro⁰  (minskning, för varje Fe förbrukas 3 elektroner)

CO → CO_två (oxidation, för varje CO_två 2 elektroner släpps)

Observera att vi skriver oxid, Fe_tvåELLER₃, eftersom det innehåller tro³⁺, istället för att bara placera Fe³⁺. Vi balanserar atomerna som behövs förutom syre:

Tro_tvåELLER₃ → 2Fe

CO → CO_två

Och vi fortsätter att utföra balanseringen i ett surt medium i båda halvreaktionerna, eftersom det finns syresatta arter däremellan..

Balans i surt medium

Vi tillsätter vatten för att balansera oxygener och sedan H⁺ för att balansera väten:

Tro_tvåELLER₃ → 2Fe + 3H_tvåELLER

6H⁺ +  Tro_tvåELLER₃ → 2Fe + 3H_tvåELLER

CO + H_tvåO → CO_två

CO + H_tvåO → CO_två + 2H⁺

Nu balanserar vi laddningarna genom att placera elektronerna som är inblandade i halvreaktionerna:

6H⁺ +  6e^- + Tro_tvåELLER₃ → 2Fe + 3H_tvåELLER

CO + H_tvåO → CO_två + 2H⁺ + 2e^-

Vi utjämnar antalet elektroner i båda halvreaktionerna och lägger till dem:

(6H⁺ +  6e^- + Tro_tvåELLER₃ → 2Fe + 3H_tvåO) x 2

(CO + H_tvåO → CO_två + 2H⁺ + 2e^-) x 6

12 timmar⁺ + 12e^- + 2Fe_tvåELLER₃ + 6CO + 6H_tvåO → 4Fe + 6H_tvåO + 6CO_två + 12H⁺ + 12e^-

Vi avbryter elektronerna, H-jonerna⁺ och vattenmolekylerna:

2Fe_tvåELLER₃ + 6CO → 4Fe + 6CO_två

Men dessa koefficienter kan delas med två för att förenkla ekvationen ännu mer, med:

Tro_tvåELLER₃ + 3CO → 2Fe + 3CO_två

Denna fråga uppstår: var redoxbalansering nödvändig för denna ekvation? Genom försök och fel hade det gått mycket snabbare. Detta visar att denna reaktion fortskrider oavsett mediumets pH..

Referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 september 2019). Hur man balanserar redoxreaktioner. Återställd från: thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (05 juni 2019). Balansera redoxreaktioner. Kemi LibreTexts. Återställd från: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Övning 19: Justering av en redoxreaktion i basmedium med två oxidationshalvreaktioner. Återställd från: quimitube.com
5. Washington University i St. Louis. (s.f.). Övningsproblem: Redoxreaktioner. Återställd från: chemistry.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hur man balanserar redoxekvationer. Återställd från: dummies.com
7. Rubén Darío O. G. (2015). Balansera kemiska ekvationer. Återställd från: aprendeenlinea.udea.edu.co