Redox -balansmethode stappen, voorbeelden, oefeningen

Hij Redox -balanceringsmethode Het is er een die het mogelijk maakt om de chemische vergelijkingen van redoxreacties in evenwicht te brengen, wat anders hoofdpijn zou zijn. Hier een of meer soortenuitwisseling elektronen; Degene die ze doneert of verliest, wordt oxidant -soorten genoemd, terwijl degene die ze accepteert of wint, een reductieve soort.

In deze methode is het essentieel om de oxidatienummers van deze soorten te kennen, omdat ze onthullen hoeveel elektronen hebben gewonnen of verloren door mol. Dankzij dit is het mogelijk om de elektrische kosten in evenwicht te brengen door in de vergelijkingen de elektronen te schrijven alsof het reactanten of producten zijn.

Algemene semi -reaches van een redoxreactie met de drie hoofdrolspelers tijdens hun evenwicht: H+, H2O en OH-. Bron: Gabriel Bolívar.

Het superieure beeld laat zien hoe elektronen effectief, en^- Ze worden geplaatst als reagentia wanneer de oxiderende soort ze wint; En als producten wanneer de reducerende soort ze verliest. Merk op dat om dit type vergelijkingen in evenwicht te brengen, het noodzakelijk is om de concepten van oxidatie- en oxidatienummers te beheersen.

De soort h⁺, H₂Of en oh^-, Afhankelijk van de pH van het reactiemedium, maakt het redox -balancering mogelijk, dus het is heel gebruikelijk om ze in de oefeningen te vinden. Als het medium zuur is, wenden we ons tot h⁺; Maar als het medium daarentegen eenvoudig is, gebruiken we de OH^- Voor evenwicht.

De aard van de reactie zelf bepaalt wat de pH van het medium zou moeten zijn. Dat is de reden waarom, hoewel het kan worden in evenwicht door een zuur of basismedium aan te nemen, de uiteindelijke evenwichtige vergelijking aangeeft of de ionen h onwaarschijnlijk zijn of niet echt⁺ en oh^-.

[TOC]

Stappen

- Algemeen

Controleer de oxidatienummers van de reagentia en producten

Stel dat de volgende chemische vergelijking:

Cu (S) + Agno₃(AC) → Cu (nee₃))₂ + AG (s)

Dit komt overeen met een redox -reactie, waarbij een verandering in de oxidatienummers van de reagentia optreedt:

Cu⁰(s) + Ag⁺NEE₃(AC) → Cu²⁺(NEE₃))₂ + AG (s)⁰

Identificeer oxiderende en reductieve soorten

De oxiderende soort krijgt elektronen die de reducerende soort oxideren. Daarom neemt het oxidatienummer af: het wordt minder positief. Ondertussen neemt het oxidatienummer van de reducerende soorten toe, omdat het elektronen verliest: het wordt positiever.

Aldus wordt het koper in de vorige reactie geoxideerd, omdat het van Cu passeert⁰ naar Cu²⁺; En zilver wordt verminderd, omdat het van AG gaat⁺ Een Ag⁰. Koper is de reducerende soort en zilver de oxiderende soorten.

Schrijf de semi -reacties en evenwicht atomen en belastingen

Redox -semi -reacties worden geschreven voor zowel de reductiereactie als de oxidatie: om te identificeren welke soorten elektronen verwerven of verliezen

Cu⁰ → Cu²⁺

Ag⁺ → Ag⁰

Koper verliest twee elektronen, terwijl zilver er een wint. We plaatsen de elektronen in beide semi -reacties:

Kan u bedienen: kaliumfosfaat (K3PO4): structuur, eigenschappen, gebruik

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-

Ag⁺ + En^- → Ag⁰

Merk op dat de belastingen in beide semi -reacties evenwichtig blijven; Maar als ze zouden worden toegevoegd, zou de wet van behoud van materie worden geschonden: het aantal elektronen moet hetzelfde zijn in de twee semi -reacties. Daarom wordt de tweede vergelijking vermenigvuldigd met 2 en de twee vergelijkingen worden toegevoegd:

(Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + En^-  → Ag⁰) x 2 

Cu⁰ + 2ag⁺ + 2e^- → Cu²⁺ + 2ag⁰ + 2e^-

De elektronen worden geannuleerd omdat ze aan de zijkanten van de reagentia en producten zijn:

Cu⁰ + 2ag⁺ → Cu²⁺ + 2ag⁰

Dit is de globale ionische vergelijking.

Vervang coëfficiënten van de ionische vergelijking in de algemene vergelijking

Ten slotte gaan de stoichiometrische coëfficiënten van de vorige vergelijking naar de eerste vergelijking:

Cu (s) + 2agno₃(AC) → Cu (nee₃))₂ + 2ag (s)

Merk op dat de 2 was geplaatst bij de Agno₃ Omdat in dit zout het zilver is als AG⁺, En hetzelfde geldt voor Cu (nee₃))₂. Als deze vergelijking aan het einde niet in balans is, wordt de score gemaakt.

De in de vorige stappen voorgestelde vergelijking had rechtstreeks door Tanteo kunnen worden uitgebalanceerd. Er zijn echter redoxreacties die een zuur medium nodig hebben (h⁺) of basic (oh^-) plaats nemen. Wanneer dit gebeurt, kan het niet in balans worden gebracht, ervan uitgaande dat het medium neutraal is; zoals het net is weergegeven (het is niet toegevoegd of h⁺ En of oh oh^-)).

Aan de andere kant is het handig om te weten dat de semi -reacties de atomen, ionen of verbindingen (meestal oxiden) hebben geschreven waarin veranderingen in oxidatienummers optreden. Dit zal worden benadrukt in de sectie Oefeningen.

- Balanceren in zuur medium

Wanneer het medium zuur is, moet u stoppen bij de twee semi -reacties. Dit keer op het moment van evenwicht negeren we de zuurstof- en waterstofatomen, en ook elektronen. Elektronen zullen aan het einde in evenwicht zijn.

Aan de reactiekant met minder zuurstofatomen voegen we watermoleculen toe om dit te compenseren. Aan de andere kant balanceren we de hydrogenen met H -ionen⁺. En ten slotte voegen we de elektronen toe en gaan we verder met de algemene stappen die al zijn blootgesteld.

- Balanceren in basismedium

Wanneer het medium basic is, is het op dezelfde manier als in de zure omgeving met een klein verschil: deze keer aan de zijkant waar meer zuurstof is, zullen een watermoleculen gelijk zijn aan deze overtollige zuurstof worden gevonden; En aan de andere kant, oh ionen^- Om hydrogenen te compenseren.

Ten slotte worden elektronenbalans, de twee semi -reacties toegevoegd en worden de coëfficiënten van de globale ionische vergelijking in de algemene vergelijking vervangen.

Kan u van dienst zijn: verspreide systemen: typen, kenmerken en voorbeelden

Voorbeelden

De volgende redox -vergelijkingen zonder balans en evenwichtig dienen als voorbeelden om te observeren hoeveel verandering na het toepassen van deze evenwichtsmethode:

P₄ + Mantel^- → PO₄^3- + Klet^- (zonder balans)

P₄ + 10 clo^- + 6 H₂O → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 H⁺ (Uitgebalanceerd half zuur)

P₄ + 10 clo^- + 12 oh^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 6 H₂O (basismedium in balans)

Je₂ + Kno₃ → i^- + Kios₃ + NEE₃^- (zonder balans)

3i₂ + Kno₃ + 3H₂O → 5i^- + Kios₃ + NEE₃^- + 6h⁺ (Uitgebalanceerd half zuur)

Cr₂OF₂^7- + Hno₂ → Cr³⁺ + NEE₃^- (zonder balans)

3Hno₂ + 5h⁺ + Cr₂OF₂^7- → 3NO₃^- +2CR³⁺ + 4h₂O (evenwichtige zuurbalans)

Opdrachten

Oefening 1

Breng de volgende vergelijking in basismedium in evenwicht:

Je₂ + Kno₃ → i^- + Kios₃ + NEE₃^-

Algemene stappen

We beginnen met het schrijven van de oxidatienummers van de soorten waarvan we vermoeden dat ze roestig of verminderd hebben; In dit geval, jodiumatomen:

Je₂⁰ + Kno₃ → i^- + Ki⁵⁺OF₃ + NEE₃^-

Merk op dat jodium oxideert en tegelijkertijd wordt verminderd, dus we gaan door met het schrijven van zijn twee respectieve semi -reacties:

Je₂ → i^- (Reductie, voor elke i^- 1 elektron wordt geconsumeerd)

Je₂  → IO₃^- (Oxidatie, voor elke IO₃^- 5 elektronen worden vrijgegeven)

In oxidatie semi -light plaatsen we het anion io₃^-, en niet naar het atoom van jodium zoals ik⁵⁺. We balanceren de jodiumatomen:

Je₂ → 2i^-

Je₂  → 2₃^-

Balanceren in basismedium

Nu richten we ons op slingeren in basismedium de semi -reactie van oxidatie, omdat het een geoxygeneerde soort heeft. We voegen aan de zijkant van de producten hetzelfde aantal watermoleculen zoals zuurstofatomen toe:

Je₂  → 2₃^- + 6h₂OF

En aan de linkerkant balanceren we de hydrogenen met OH^-:

Je₂  + 12oH^- → 2₃^- + 6h₂OF

We schrijven de twee semi -reacties en voegen de ontbrekende elektronen toe om de negatieve belastingen in evenwicht te brengen:

Je₂ + 2e^- → 2i^-

Je₂  + 12oH^- → 2₃^- + 6h₂O + 10e^-

We hebben beide elektronennummers in beide semi -reacties geëvenaard en voegen ze toe:

(Yo₂ + 2e^- → 2i^-) x 10

(Yo₂  + 12oH^- → 2₃^- + 6h₂O + 10e^-) x 2

12i₂ + 24 oh^- + 20e^- → 20i^- + 4e₃^- + 12 uur₂O + 20e^-

De elektronen worden geannuleerd en verdeeld alle coëfficiënten met vier om de globale ionische vergelijking te vereenvoudigen:

(12i₂ + 24 oh^-  → 20i^- + 4e₃^- + 12 uur₂O) x ¼

3i₂ + 60^- → 5i^- + Io₃^- + 3H₂OF

En ten slotte vervangen we de coëfficiënten van de ionische vergelijking in de eerste vergelijking:

3i₂ + 60^- + Kno₃ → 5i^- + Kios₃ + NEE₃^- + 3H₂OF

Het kan u van dienst zijn: Ionische kracht: eenheden, hoe u het kunt berekenen, voorbeelden

De vergelijking is al in evenwicht. Vergelijk dit resultaat met het evenwicht in een zuurmedium van voorbeeld 2.

Oefening 2

Breng de volgende vergelijking in zuur medium in evenwicht:

Vertrouwen₂OF₃ + CO → FE + CO₂

Algemene stappen

We observeren het oxidatien aantal ijzer en koolstof om te weten welke van de twee is geoxideerd of verminderd:

Vertrouwen₂³⁺OF₃ + C²⁺O → geloof⁰ + C⁴⁺OF₂

IJzer is verminderd, dus het is de oxiderende soort. Ondertussen heeft koolstof roestig, gedragen zich als de reducerende soort. De semi -reacties voor oxidatie en reditie betreffende zijn:

Vertrouwen₂³⁺OF₃ → geloof⁰  (reductie, voor elk geloof 3 elektronen worden geconsumeerd)

CO → CO₂ (Oxidatie, voor elke CO₂ 2 elektronen worden vrijgegeven)

Merk op dat we het oxide, geloof schrijven₂OF₃, Omdat het geloof bevat³⁺, In plaats van alleen maar geloof te plaatsen³⁺. We balanceren de atomen die nodig zijn behalve zuurstof:

Vertrouwen₂OF₃ → 2FE

CO → CO₂

En het evenwicht wordt uitgevoerd in het zuur in beide semi -reacties, omdat er tussendoor geoxygeneerde soorten zijn.

Balanceren in zuur medium

We voegen water toe om zuurstof in evenwicht te brengen, en dan h⁺ Om hydrogenen in evenwicht te brengen:

Vertrouwen₂OF₃ → 2Fe + 3H₂OF

6h⁺ +  Vertrouwen₂OF₃ → 2Fe + 3H₂OF

CO + H₂O → CO₂

CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺

Nu balanceren we de belastingen door de elektronen die betrokken zijn bij de semi -reacties te plaatsen:

6h⁺ +  6e^- + Vertrouwen₂OF₃ → 2Fe + 3H₂OF

CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺ + 2e^-

We matchen het aantal elektronen in beide semi -reacties en voegen ze toe:

(6h⁺ +  6e^- + Vertrouwen₂OF₃ → 2Fe + 3H₂O) x 2

(CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺ + 2e^-) x 6

12 H⁺ + 12e^- + 2FE₂OF₃ + 6CO + 6H₂O → 4Fe + 6H₂O + 6co₂ + 12 uur⁺ + 12e^-

We annuleren elektronen, H -ionen⁺ En de watermoleculen:

2FE₂OF₃ + 6CO → 4FE +6CO₂

Maar deze coëfficiënten kunnen door twee worden gedeeld om de vergelijking nog meer te vereenvoudigen, met:

Vertrouwen₂OF₃ + 3CO → 2FE +3CO₂

Deze vraag rijst: redox -balancering voor deze vergelijking was noodzakelijk? Door Tanteo zou het veel sneller zijn geweest. Dit laat zien dat deze reactie door elkaar gaat van de middelgrote pH.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Scheikunde. (8e ed.)). Cengage leren.
2. Helmestine, Anne Marie, pH.D. (22 september 2019). Hoe redox -reacties in evenwicht te brengen. Hersteld van: Thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (5 juni 2019). Redox -reacties balanceren. Chemistry Libhethexts. Hersteld van: chem.Librhetxts.borg
4. Kimitube. (2012). Oefening 19: Aanpassing van een redoxreactie in basismedium met twee oxidatie semi -reacties. Hersteld van: Quimitube.com
5. Washington University in ST. Louis. (S.F.)). Oefenproblemen: redoxreacties. Hersteld van: chemie.Wustl.Edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hoe redox -vergelijkingen in evenwicht te brengen. Hersteld van: dummies.com
7. Rubén darío of. G. (2015). Balancing van chemische vergelijkingen. Hersteld van: leer in linea.Jij.Edu.co