- стъпки
- - Общ
- Проверете броя на окислителните реакции и продукти
- Определете окислителните и редуциращите видове
- Напишете полуреакциите и балансирайте атомите и зарядите
- Заместете коефициентите на йонното уравнение в общото уравнение
- - Баланс в кисела среда
- - Баланс в основна среда
- Примери
- Упражнения
- Упражнение 1
- Общи стъпки
- Баланс в основна среда
- Упражнение 2
- Общи стъпки
- Баланс в кисела среда
- Препратки
В метода балансиране редокси е тази, която позволява балансиране на химически уравнения на редокси реакции, които иначе биха били главоболие. Тук един или повече видове обменят електрони; този, който ги дарява или губи, се нарича окисляващ вид, докато този, който ги приема или печели, редуциращите видове.
При този метод е от съществено значение да се знаят окислителните числа на тези видове, тъй като те разкриват колко електрони са спечелили или загубили на мол. Благодарение на това е възможно да се балансират електрическите заряди, като се запишат електроните в уравненията, сякаш те са реагенти или продукти.
Общи полуреакции на окислително-възстановителна реакция заедно с трите протагонисти по време на тяхното балансиране: H +, H2O и OH-. Източник: Габриел Боливар.
Горното изображение показва колко ефективно се поставят електроните, e - като реагенти, когато окислителните видове ги спечелят; и като продукти, когато редуциращите видове ги губят. Обърнете внимание, че за да се балансира този тип уравнения, е необходимо да се овладеят понятията окислителни и окислително-редукционни числа.
Н +, H 2 O и ОН - видове, в зависимост от рН на реакционната среда, позволяват редокс баланс, поради което е много често да ги намерите в упражнения. Ако средата е кисела, прибягваме до Н +; но ако напротив, средата е основна, тогава използваме ОН - за балансиране.
Естеството на самата реакция диктува какво трябва да бъде рН на средата. Ето защо, въпреки че може да се извърши балансиране, ако се приеме кисела или основна среда, крайното балансирано уравнение ще покаже дали Н + и ОН - йони са наистина неприложими или не.
стъпки
- Общ
Проверете броя на окислителните реакции и продукти
Да приемем следното химическо уравнение:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + Ag (s)
Това съответства на редокс реакция, при която настъпва промяна в броя на окисляването на реактивите:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3) 2 + Ag (s) 0
Определете окислителните и редуциращите видове
Окисляващият вид придобива електрони чрез окисляване на редуциращите видове. Следователно окислителното му число намалява: става по-малко положително. Междувременно броят на окисляването на редуциращите видове се увеличава, тъй като той губи електрони: става по-положителен.
По този начин, в предишната реакция, медът се окислява, тъй като преминава от Cu 0 в Cu 2+; а среброто се намалява, тъй като преминава от Ag + до Ag 0. Медта е редуциращият вид, а среброто е окислителният вид.
Напишете полуреакциите и балансирайте атомите и зарядите
Определяйки кои видове получават или губят електрони, се изписват окислително-повторните полуреакции както за реакциите на редукция, така и за окисляване:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Медта губи два електрона, докато среброто печели един. Поставяме електроните и в двете полуреакции:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Обърнете внимание, че натоварванията остават балансирани и в двете полуреакции; но ако се прибавят заедно, законът за опазване на материята би бил нарушен: броят на електроните трябва да е равен в двете полуреакции. Следователно второто уравнение се умножава по 2 и се прибавят двете уравнения:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e -) x 1
(Ag + + e - → Ag 0) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Електроните се отказват, защото се намират отстрани на реактивите и продуктите:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Това е глобалното йонно уравнение.
Заместете коефициентите на йонното уравнение в общото уравнение
И накрая, стехиометричните коефициенти от предишното уравнение се прехвърлят към първото уравнение:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (s)
Обърнете внимание, че 2 е позициониран с AgNO 3, тъй като в тази сол среброто е като Ag +, и същото се случва с Cu (NO 3) 2. Ако това уравнение не е балансирано в края, ние пристъпваме към провеждането на изпитанието.
Уравнението, предложено в предишните стъпки, би могло да бъде балансирано директно чрез опит и грешка. Съществуват обаче редокс-реакции, които се нуждаят от кисела (Н +) или основна (ОН -) среда, за да се осъществят. Когато това се случи, не може да се балансира, ако се приеме, че носителят е неутрален; както е показано току-що (не се добавя нито H +, нито OH).
От друга страна е удобно да се знае, че атомите, йони или съединения (най-вече оксиди), в които настъпват промените в окислителните числа, са написани в полуреакциите. Това ще бъде подчертано в раздела за упражненията.
- Баланс в кисела среда
Когато средата е кисела, трябва да спрете на двете полуреакции. Този път, когато балансираме, игнорираме кислородните и водородните атоми, а също и електроните. В крайна сметка електроните ще балансират.
След това, отстрани на реакцията с по-малко кислородни атоми, добавяме водни молекули, за да компенсираме това. От другата страна, балансираме водородите с Н + йони. И накрая, добавяме електроните и продължаваме, като следваме вече очертаните общи стъпки.
- Баланс в основна среда
Когато средата е основна, човек протича по същия начин, както в киселата среда с малка разлика: този път отстрани, където има повече кислород, ще бъдат разположени редица водни молекули, равни на този излишен кислород; и от друга страна, OH йони - за компенсиране на водородите.
Накрая, електроните се балансират, добавят се двете полуреакции и коефициентите на глобалното йонно уравнение се заместват в общото уравнение.
Примери
Следните балансирани и небалансирани редокс уравнения служат като примери за да видите колко те се променят след прилагането на този метод на балансиране:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (небалансиран)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (балансирана киселинна среда)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (балансирана основна среда)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (небалансиран)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (балансирана киселинна среда)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (небалансиран)
3HNO 2 + 5Н + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3+ 2Cr 3+ + 4Н 2 O (базирана кисела среда)
Упражнения
Упражнение 1
Балансирайте следното уравнение в основна среда:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Общи стъпки
Започваме с писането на окислителните номера на видовете, за които подозираме, че са били окислени или редуцирани; в този случай йодните атоми:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Обърнете внимание, че йодът се окислява и в същото време се редуцира, така че продължаваме да пишем двете им съответни полуреакции:
I 2 → I - (намаление, за всеки I - 1 консумиран електрон)
I 2 → IO 3 - (окисление, за всеки IO 3 - 5 електрона се освобождават)
В полуреакцията на окисляване поставяме анионния IO 3 -, а не йодния атом като I 5+. Балансираме йодните атоми:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Баланс в основна среда
Сега се съсредоточаваме върху балансирането на окислителната полуреакция в основна среда, тъй като има вид кислород. Добавяме от страната на продукта същия брой водни молекули, колкото има кислородни атоми:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
И от лявата страна балансираме водородите с OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Пишем двете полуреакции и добавяме липсващите електрони, за да балансираме отрицателните заряди:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Изравняваме броя на електроните в двете полуреакции и ги добавяме:
(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 -
Електроните се отменят и разделяме всички коефициенти на четири, за да опростим глобалното йонно уравнение:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 О
И накрая, заместваме коефициентите на йонното уравнение в първото уравнение:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 О
Уравнението вече е балансирано. Сравнете този резултат с балансирането в кисела среда в Пример 2.
Упражнение 2
Балансирайте следното уравнение в кисела среда:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Общи стъпки
Разглеждаме окислителните числа на желязо и въглерод, за да разберем коя от двете е окислена или редуцирана:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Желязото е намалено, което го прави окисляващ вид. Междувременно въглеродът се окислява и се държи като редуциращ вид. Полуреакциите за окисляване и редукция са:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (редукция, за всеки Fe 3 електрони се консумират)
CO → CO 2 (окисляване, за всеки CO 2 2 се освобождават електрони)
Обърнете внимание, че ние пишем оксида, Fe 2 O 3, защото съдържа Fe 3+, а не просто поставяме Fe 3+. Балансираме нужните атоми с изключение на кислорода:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
И ние продължаваме да извършваме балансирането в кисела среда и в двете полуреакции, тъй като между тях има кислородни видове.
Баланс в кисела среда
Добавяме вода, за да балансираме оксигените, а след това Н + за балансиране на водородите:
Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
6Н + + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 О
CO + H 2 O → CO 2
CO + H 2 O → CO 2 + 2H +
Сега балансираме зарядите, като поставяме електроните, участващи в полуреакциите:
6Н + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 О
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Изравняваме броя на електроните в двете полуреакции и ги добавяме:
(6Н + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 О) х 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 -
Ние отменяме електрони, H + йони и водни молекули:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Но тези коефициенти могат да бъдат разделени на две, за да се опрости уравнението още повече, като:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Възниква въпросът: необходимо ли е редокс балансиране за това уравнение? По опит и грешка би било много по-бързо. Това показва, че тази реакция протича независимо от рН на средата.
Препратки
- Уитън, Дейвис, Пек и Стенли. (2008 г.). Химия (8-мо изд.). CENGAGE Обучение.
- Хелменстин, Ан Мари, доктор на науките (22 септември 2019 г.). Как да балансирате реакциите на Redox. Възстановено от: thinkco.com
- An Nguyen & Luvleen Brar. (05 юни 2019 г.). Балансиране на реакциите на Redox. Химия LibreTexts. Възстановено от: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012 г.). Упражнение 19: Регулиране на окислително-възстановителна реакция в основна среда с две окислителни полуреакции. Възстановено от: quimitube.com
- Университета на Вашингтон в Сейнт Луис. (SF). Проблеми с практиката: Редокс реакции. Възстановен от: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Как да балансираме уравненията на Redox. Възстановено от: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Балансиране на химични уравнения. Възстановено от: aprendeenlinea.udea.edu.co