- Koraki
- - Splošno
- Preverite oksidacijsko število reaktantov in izdelkov
- Opredelite vrste oksidacije in redukcije
- Napišite polovične reakcije in uravnotežite atome in naboje
- Nadomestne koeficiente ionske enačbe v splošno enačbo
- - Ravnotežje v kislem mediju
- - Ravnotežje v osnovnem mediju
- Primeri
- Vaje
- Vaja 1
- Splošni koraki
- Uravnoteženost v osnovnem mediju
- Vaja 2
- Splošni koraki
- Uravnoteži se v kislem mediju
- Reference
Postopek uravnoteženja redoks je tista, ki omogoča uravnoteženje kemijske enačbe redoks reakcij, ki bi sicer bili glavobol. Tukaj ena ali več vrst izmenjuje elektrone; tista, ki jih podari ali izgubi, se imenuje oksidativna vrsta, medtem ko je tista, ki jih sprejme ali pridobi, reducirajoče vrste.
Pri tej metodi je nujno poznati oksidacijske številke teh vrst, saj razkrijejo, koliko elektronov so pridobili ali izgubili na mol. Zahvaljujoč temu je mogoče uravnotežiti električne naboje tako, da elektrone zapišemo v enačbe, kot da so reaktanti ali produkti.
Splošne polovične reakcije redoks reakcije skupaj s tremi protagonisti med njihovim uravnoteženjem: H +, H2O in OH-. Vir: Gabriel Bolívar.
Zgornja slika prikazuje, kako učinkovito so elektroni, e - postavljeni kot reaktanti, ko jih oksidirajoče vrste pridobijo; in kot proizvodi, ko jih reducirajoče vrste izgubijo. Upoštevajte, da je za uravnoteženje te vrste enačb potrebno obvladati koncepte oksidacijskih in oksidacijsko-redukcijskih števil.
H + H 2 O in OH - vrste , odvisno od pH reakcijskega medija, dovolijo redoks uravnoteženje, zato je zelo pogosto jih našli pri vajah. Če je medij kisel, se zatečemo k H + ; če pa je medij ravno nasproten, potem uporabljamo OH - za uravnoteženje.
Narava reakcije sama narekuje, kakšen naj bo pH medija. Čeprav je ravnovesje mogoče izvesti s kislim ali bazičnim gojiščem, bo končna uravnotežena enačba pokazala, ali sta H + in OH - ioni resnično uporabni ali ne .
Koraki
- Splošno
Preverite oksidacijsko število reaktantov in izdelkov
Predpostavimo naslednjo kemijsko enačbo:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
To ustreza redoks reakciji, pri kateri se spremeni oksidacijsko število reaktantov:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Opredelite vrste oksidacije in redukcije
Oksidirajoča vrsta pridobiva elektrone z oksidacijo reducirajočih vrst. Zato se njegovo oksidacijsko število zmanjšuje: postane manj pozitivno. Medtem se oksidacijsko število reducirajočih vrst poveča, saj izgubi elektrone: postane bolj pozitivna.
Tako se v prejšnji reakciji baker oksidira, saj prehaja iz Cu 0 v Cu 2+ ; srebro pa se zmanjša, saj gre iz Ag + v Ag 0 . Baker je reduktor, srebro pa oksidativna vrsta.
Napišite polovične reakcije in uravnotežite atome in naboje
Če določimo, katere vrste pridobivajo ali izgubijo elektrone, so zapisane redoks reakcije po redukciji in oksidaciji:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Baker izgubi dva elektrona, srebro pa pridobi enega. Elektrone postavimo v obe polovični reakciji:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Upoštevajte, da obremenitve ostanejo uravnotežene v obeh polovičnih reakcijah; če pa bi jih seštevali, bi bil kršen zakon ohranjanja materije: število elektronov mora biti v obeh polovičnih reakcijah enako. Zato je enačba pomnožena z 2 in se dodata obe enačbi:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektroni se odpovejo, ker so na straneh reaktantov in produktov:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
To je globalna ionska enačba.
Nadomestne koeficiente ionske enačbe v splošno enačbo
Končno se stehiometrični koeficienti iz prejšnje enačbe prenesejo v prvo enačbo:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Upoštevajte, da je bilo 2 postavljeno z AgNO 3, ker je v tej soli srebro kot Ag + , enako pa se dogaja s Cu (NO 3 ) 2 . Če ta enačba na koncu ni uravnotežena, nadaljujemo s preskusom.
Enačbo, predlagano v prejšnjih korakih, bi lahko uravnotežili neposredno s poskusom in napako. Vendar pa obstajajo redoks reakcije, ki potrebujejo kislo (H + ) ali bazično (OH - ) medij . Ko se to zgodi, ni mogoče uravnotežiti s predpostavko, da je medij nevtralen; kot je bilo pravkar prikazano (ni bil dodan niti H + niti OH ).
Po drugi strani je priročno vedeti, da so atomi, ioni ali spojine (večinoma oksidi), v katerih se pojavijo spremembe oksidacijskih števil, zapisane v polovičnih reakcijah. To bo izpostavljeno v razdelku z vajami.
- Ravnotežje v kislem mediju
Ko je medij kislin, se je treba ustaviti pri dveh polovičnih reakcijah. Tokrat pri uravnoteženju zanemarimo atome kisika in vodika ter tudi elektrone. Elektroni bodo na koncu uravnoteženi.
Nato na strani reakcije z manj atomi kisika dodamo molekule vode, da nadomestimo. Na drugi strani pa uravnotežimo vodike s H + ioni . In na koncu dodamo še elektrone in nadaljujemo z upoštevanjem že opisanih splošnih korakov.
- Ravnotežje v osnovnem mediju
Ko je medij bazičen, nadaljujemo enako kot v kislem mediju z majhno razliko: tokrat se na strani, kjer je več kisika, nahajajo številne molekule vode, ki so enake temu presežku kisika; na drugi strani pa OH ioni - za kompenzacijo vodika.
Na koncu se elektroni uravnotežijo, dodata se dve polovični reakciji in koeficienti globalne ionske enačbe se nadomestijo v splošno enačbo.
Primeri
Naslednje uravnotežene in neuravnotežene redox enačbe služijo kot primeri, da vidimo, koliko se spremenijo po uporabi te metode izravnave:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (neuravnoteženo)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (uravnoteženo kislo gojišče)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (uravnotežen osnovni medij)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (neuravnoteženo)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (uravnoteženo kislo gojišče)
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 (uravnoteženo kislina medij)
Vaje
Vaja 1
Uravnajte naslednjo enačbo v osnovnem mediju:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Splošni koraki
Začnemo z zapisovanjem oksidacijskih številk vrst, za katere sumimo, da so bile oksidirane ali zmanjšane; v tem primeru atomi joda:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Upoštevajte, da se jod oksidira in hkrati zmanjša, zato nadaljujemo s pisanjem njihovih dveh polovičnih reakcij:
I 2 → I - (zmanjšanje za vsak I - 1 elektron)
I 2 → IO 3 - (oksidacija, pri vsakem IO 3 - 5 elektronov se sprosti)
V oksidacijsko polovično reakcijo postavimo anionski IO 3 - in ne jodov atom kot I 5+ . Uravnotežimo atome joda:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Uravnoteženost v osnovnem mediju
Zdaj se osredotočamo na uravnoteženje oksidacijske pol reakcije v osnovnem mediju, saj ima oksigenirano vrsto. Na strani izdelka dodamo enako število vodnih molekul, kot so kisikovi atomi:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
Na levi strani uravnotežimo vodike z OH - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Zapišemo dva polovična reakcija in dodamo manjkajoče elektrone, da uravnotežimo negativne naboje:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
V obeh polovičnih reakcijah izenačimo število elektronov in jim dodamo:
(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 prekličejo in delimo vse koeficiente po štiri, da poenostavimo globalno ionsko enačbo:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
In na koncu zamenjamo koeficiente ionske enačbe v prvi enačbi:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Enačba je že uravnotežena. Primerjajte ta rezultat z izravnavo kislega medija v primeru 2.
Vaja 2
Uravnajte naslednjo enačbo v kislem mediju:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Splošni koraki
Ogledamo oksidacijsko število železa in ogljika, da ugotovimo, katera od teh je oksidirala ali zmanjšala:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Železo se je zmanjšalo, zaradi česar je oksidativna vrsta. Medtem se ogljik oksidira in se obnaša kot vrsta redukcije. Polovične reakcije oksidacije in redukcije so:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (zmanjšanje za vsak Fe 3 elektrone)
CO → CO 2 (oksidacija za vsa sproščena elektrona CO 2 2)
Upoštevajte, da pišemo oksid, Fe 2 O 3 , ker vsebuje Fe 3+ , ne pa da dajemo le Fe 3+ . Uravnotežimo potrebne atome, razen kisika:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
In uravnavamo v kislem mediju v obeh polovičnih reakcijah, saj vmes obstajajo kisikove vrste.
Uravnoteži se v kislem mediju
Dodamo vodo za uravnavanje kisikovih snovi in nato H + za uravnavanje vodikov:
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 +
Zdaj uravnotežimo naboje tako, da v polovične reakcije postavimo elektrone:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Število elektronov izenačimo v obeh polovičnih reakcijah in jim dodamo:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e - ) x 6
12 H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Prekličemo elektrone, H + ione in molekule vode:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Toda te koeficiente lahko delimo z dvema, da enačbo še bolj poenostavimo in imamo:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Postavlja se vprašanje: ali je bilo za to enačbo potrebno redoks izravnavo? S poskusom in napakami bi šlo veliko hitreje. To kaže, da se ta reakcija odvija ne glede na pH medija.
Reference
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemija (8. izd.). CENGAGE Učenje.
- Helmenstine, Anne Marie, dr. (22. september 2019). Kako uravnotežiti reakcije Redox. Pridobljeno: misel.com
- Ann Nguyen in Luvleen Brar. (5. junij 2019). Uravnoteženje reakcij Redox. Kemija LibreTexts. Pridobljeno: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Vaja 19: Prilagoditev redoks reakcije v osnovnem mediju z dvema oksidacijskimi polovičnimi reakcijami. Pridobljeno: quimitube.com
- Univerza Washington v St. Louisu. (sf). Težave s prakso: reakcije Redox. Pridobljeno iz: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Kako uravnotežiti enačbe Redox. Pridobljeno: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Uravnoteženje kemijskih enačb. Pridobljeno: aprendeenlinea.udea.edu.co