- Lépések
- - Tábornok
- Ellenőrizze a reagensek és termékek oxidációs számát
- Azonosítsa az oxidáló és redukáló fajokat
- Írja fel a félreakciókat és az atomok és töltések egyensúlyát
- Helyezze az ionos egyenlet együtthatóit az általános egyenletre
- - Egyensúly savas közegben
- - Egyensúly az alapközegben
- Példák
- Feladatok
- 1. Feladat
- Általános lépések
- Egyensúly az alapközegben
- 2. gyakorlat
- Általános lépések
- Egyensúly savas közegben
- Irodalom
A redox kiegyensúlyozó módszer lehetővé teszi a redox reakciók kémiai egyenleteinek kiegyensúlyozását, ami egyébként fejfájás lenne. Itt egy vagy több faj cserél elektronokat; azt, amely adományozza vagy elveszíti őket, oxidáló fajoknak nevezzük, míg azokat, amelyek elfogadják vagy elnyerik, a redukáló fajoknak.
Ennél a módszernél elengedhetetlen tudni ezeknek a fajoknak az oxidációs számát, mivel ezek felfedik, hogy hány elektronot nyertek vagy veszítettek egy molban. Ennek köszönhetően az elektromos töltések kiegyensúlyozhatók úgy, hogy az elektronokat az egyenletekbe írják, mintha reagensek vagy termékek lennének.
A redox reakció általános félig reakciói a három főszereplővel együtt kiegyensúlyozásuk során: H +, H2O és OH-. Forrás: Gabriel Bolívar.
A felső kép azt mutatja, hogy az elektronok, e - mennyire hatékonyan helyezkednek el reagensekként, amikor az oxidáló faj elnyeri őket; és termékekként, amikor a redukáló faj elveszíti őket. Vegye figyelembe, hogy az ilyen típusú egyenletek kiegyenlítéséhez el kell ismerni az oxidációs és az oxidációs-redukciós számok fogalmait.
A H +, H 2 O és OH - fajok, attól függően, hogy a pH a reakcióközeg, lehetővé redox kiegyensúlyozás, ezért nagyon gyakori, hogy megtalálja azokat a gyakorlatokat. Ha a közeg savas, akkor a H + -hoz; de ha éppen ellenkezőleg a közeg alap, akkor használja az OH - kiegyensúlyozására.
Maga a reakció jellege határozza meg a tápközeg pH-ját. Ezért, bár a kiegyensúlyozást savas vagy bázikus közeg feltételezése mellett is meg lehet valósítani, a végleges kiegyensúlyozott egyenlet jelzi, hogy a H + és az OH - ionok valóban nélkülözhetetlenek-e vagy sem.
Lépések
- Tábornok
Ellenőrizze a reagensek és termékek oxidációs számát
Tegyük fel a következő kémiai egyenletet:
Cu (ok) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + Ag (ek)
Ez egy redox reakciónak felel meg, amelyben megváltozik a reagensek oxidációs száma:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3) 2 + Ag (s) 0
Azonosítsa az oxidáló és redukáló fajokat
Az oxidáló fajok elektronokat nyernek a redukáló fajok oxidálásával. Ezért az oxidációs száma csökken: kevésbé pozitív lesz. Eközben növekszik a redukáló fajok oxidációs száma, mivel elveszíti az elektronokat: pozitívabbá válik.
Így az előző reakcióban a réz oxidálódik, mivel Cu 0- tól Cu 2+ -ig terjed; és az ezüst csökken, mivel Ag + -ról Ag 0-ra megy. A réz redukáló faj, az ezüst az oxidáló faj.
Írja fel a félreakciókat és az atomok és töltések egyensúlyát
Annak meghatározása érdekében, hogy mely fajok nyernek vagy veszítenek elektronokat, a redukciós és az oxidációs reakciók redox félreakcióit írják:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
A réz elveszít két elektronot, míg az ezüst egy. Az elektronokat mindkét félreakcióba helyezzük:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Vegye figyelembe, hogy a terhelések mindkét félreakcióban egyensúlyban maradnak; de ha összevonják őket, megsértik az anyag megóvásának törvényét: az elektronok számának azonosnak kell lennie a két félreakcióban. Ezért a második egyenletet megszorozzuk 2-del, és hozzáadjuk a két egyenletet:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e -) x 1
(Ag + + e - → Ag 0) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Az elektronok kimaradnak, mert a reagensek és termékek oldalán vannak:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Ez a globális ionos egyenlet.
Helyezze az ionos egyenlet együtthatóit az általános egyenletre
Végül az előző egyenlet sztöchiometrikus együtthatóit átvisszük az első egyenletre:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (s)
Megjegyzendő, hogy a 2-ben helyezkedik el, AgNO 3 mert ez a só az ezüst Ag +, és ugyanez történik a Cu (NO 3) 2. Ha ez az egyenlet a végén nem kiegyensúlyozott, folytatjuk a próbát.
Az előző lépésekben javasolt egyenletet közvetlenül kipróbálhattuk volna a próba és a hiba segítségével. Vannak azonban olyan redox reakciók, amelyekben savas (H +) vagy bázikus (OH -) közeg szükséges. Amikor ez megtörténik, nem lehet kiegyensúlyozottnak feltételezni, hogy a közeg semleges; amint az ábrán látható (sem H +, sem OH - nem adtunk hozzá).
Másrészt kényelmes tudni, hogy azokat az atomokat, ionokat vagy vegyületeket (elsősorban oxidokat), amelyekben az oxidációs szám változása bekövetkezik, a félreakciókba írják. Ezt kiemeli a gyakorlatok szakasz.
- Egyensúly savas közegben
Ha a közeg savas, a két félreakciónál meg kell állni. Ezúttal az egyensúlyozáskor figyelmen kívül hagyjuk az oxigén- és hidrogénatomokat, valamint az elektronokat. Az elektronok végül egyensúlyba kerülnek.
Ezután a kevesebb oxigénatomot tartalmazó reakció oldalán vízmolekulákat adunk hozzá, hogy pótoljuk azt. A másik oldalon a hidrogéneket H + -ionokkal egyensúlyba hozzuk. És végül hozzáadjuk az elektronokat és folytatjuk a már felvázolt általános lépéseket.
- Egyensúly az alapközegben
Ha a közeg bázikus, akkor az ugyanúgy jár, mint a savas közegben, kis különbséggel: ezúttal azon az oldalon, ahol több oxigén van, számos vízmolekula található, amely egyenlő ezzel a túlzott oxigéntel; és a másik oldalon OH-ionok - a hidrogének kompenzálására.
Végül az elektronokat kiegyensúlyozzuk, hozzáadjuk a két félreakciót, és a globális ionos egyenlet együtthatóit helyettesítjük az általános egyenletbe.
Példák
A következő kiegyensúlyozott és kiegyensúlyozatlan redox-egyenletek példákként szolgálnak annak megmutatására, hogy ezek a kiegyenlítő módszer alkalmazása után mennyiben változnak:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (kiegyensúlyozatlan)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (kiegyensúlyozott savas közeg)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (kiegyensúlyozott alapközeg)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (kiegyensúlyozatlan)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (kiegyensúlyozott savas közeg)
Cr 2 O 2 7 + + HNO 2 → Cr 3 + + NO 3 - (kiegyensúlyozatlan)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (kiegyensúlyozott savas közeg)
Feladatok
1. Feladat
Kiegyensúlyozza a következő egyenletet az alapközegben:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Általános lépések
Először azt a fajtát írjuk le, amelyről feltételezzük, hogy oxidálódott vagy redukált; ebben az esetben a jód-atomok:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Vegye figyelembe, hogy a jód oxidálódik és egyidejűleg redukálódik, tehát megírjuk a két megfelelő félreakciót:
I 2 → I - (redukció, minden I - 1 elektronra elfogyott)
I 2 → IO 3 - (oxidációs, minden IO 3 - 5 elektronok szabadulnak)
Az oxidációs félreakcióban az IO 3 - aniont helyezzük, és nem a jódatomot, mint I 5+. Egyensúlyba hozzuk a jód-atomokat:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Egyensúly az alapközegben
Most arra összpontosítunk, hogy az oxidációs félig reakció egy bázikus közegben kiegyensúlyozódjon, mivel az oxigénezett fajta van. A termékoldalon ugyanannyi vízmolekulát adunk hozzá, mint oxigénatomok esetén:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
És a bal oldalon egyensúlyba a hidrogének OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Megírjuk a két félreakciót, és hozzáadjuk a hiányzó elektronokat a negatív töltések kiegyenlítéséhez:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Kiegyenlítjük az elektronok számát mindkét félreakcióban, és összeadjuk őket:
(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 -
Az elektronok kikapcsolnak, és minden együtthatót négyre osztunk, hogy megkönnyítsük a globális ionos egyenletet:
(12I 2 + 24 OH - → 20 I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
És végül az első egyenletben helyettesítjük az ionos egyenlet koefficienseit:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Az egyenlet már kiegyensúlyozott. Hasonlítsa össze ezt az eredményt a savas közegben történő kiegyensúlyozással a 2. példában.
2. gyakorlat
Kiegyensúlyozza a következő egyenletet savas közegben:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Általános lépések
Megvizsgáljuk a vas és a szén oxidációs számát, hogy megtudjuk, kettő közül melyik oxidálódott vagy redukált:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
A vas redukálva lett oxidáló fajokká. Eközben a szén oxidálódott, redukáló fajként viselkedett. A szóban forgó oxidációs és redukciós félreakciók a következők:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (redukció, minden Fe 3 elektron elfogyott)
CO → CO 2 (oxidáció, minden CO 2 2 elektron felszabadulása esetén)
Vegye figyelembe, hogy az Fe 2 O 3 -oxidot azért írjuk, mert Fe 3+ -ot tartalmaz, nem pedig csak a Fe 3+ -ot. Egyensúlyba helyezzük a szükséges atomokat, kivéve az oxigént:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
És folytatjuk a kiegyensúlyozást savas közegben mindkét félreakcióban, mivel közöttük vannak oxigénezett fajok.
Egyensúly savas közegben
Hozzáadunk vizet az oxigének egyensúlyához, majd H + -ot a hidrogének egyensúlyához:
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 +
Most egyensúlyba vesszük a töltéseket azáltal, hogy az elektronokat a félreakciókba helyezzük:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Kiegyenlítjük az elektronok számát mindkét félreakcióban, és hozzáadjuk őket:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -) x 6
12H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Töröljük az elektronokat, H + -ionokat és vízmolekulákat:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
De ezeket az együtthatókat ketté lehet osztani az egyenlet még egyszerűbbé tétele érdekében:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Felmerül a kérdés: vajon volt-e redox kiegyensúlyozás ehhez az egyenlethez? Próba és hiba alapján sokkal gyorsabb lett volna. Ez azt mutatja, hogy ez a reakció a közeg pH-jától függetlenül folytatódik.
Irodalom
- Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. szeptember 22.). Hogyan kell kiegyensúlyozni a redox-reakciókat. Helyreállítva: gondolat.com
- Ann Nguyen és Luvleen Brar. (2019. június 05.). A Redox reakciók kiegyensúlyozása. Kémia LibreTexts. Helyreállítva: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). 19. gyakorlat: A redox reakció beállítása bázikus közegben két oxidációs félreakcióval. Helyreállítva: quimitube.com
- A washingtoni egyetem, a St. Louis. (Sf). Gyakorlati problémák: Redox reakciók. Helyreállítva: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Hogyan kell kiegyensúlyozni a redox-egyenleteket. Helyreállítva: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Kémiai egyenletek kiegyensúlyozása. Helyreállítva: aprendeenlinea.udea.edu.co