- kroky
- - Všeobecne
- Skontrolujte oxidačné čísla reaktantov a produktov
- Identifikujte oxidujúce a redukujúce druhy
- Napíšte polovičné reakcie a vyrovnajte atómy a náboje
- Náhradné koeficienty iónovej rovnice do všeobecnej rovnice
- - Zostatok v kyslom prostredí
- - Zostatok v základnom médiu
- Príklady
- cvičenie
- Cvičenie 1
- Všeobecné kroky
- Zostatok v základnom médiu
- Cvičenie 2
- Všeobecné kroky
- Zostatok v kyslom prostredí
- Referencie
Vyvažovanie Spôsob redox je ten, ktorý umožňuje vyrovnanie chemickej rovnice oxidačno redukčných reakcií, ktoré by inak boli bolesť hlavy. Tu jeden alebo viac elektrónov na výmenu druhov; ten, ktorý ich daruje alebo stráca, sa nazýva oxidujúci druh, zatiaľ čo ten, ktorý ich prijíma alebo získava, redukujúci druh.
Pri tejto metóde je nevyhnutné poznať oxidačné čísla týchto druhov, pretože odhaľujú, koľko elektrónov získali alebo stratili na mól. Vďaka tomu je možné vyvážiť elektrické náboje zapisovaním elektrónov do rovníc, akoby išlo o reaktanty alebo produkty.
Všeobecné poloreakcie redoxnej reakcie spolu s tromi protagonistami pri ich vyrovnávaní: H +, H2O a OH-. Zdroj: Gabriel Bolívar.
Horný obrázok ukazuje, ako efektívne sú elektróny, e - umiestnené ako reaktanty, keď ich získajú oxidujúce druhy; a ako produkty, keď ich redukujúce druhy stratia. Všimnite si, že na vyváženie tohto typu rovníc je potrebné osvojiť si pojmy oxidácie a čísla oxidačnej redukcie.
H + , H 2 O a OH - druh , v závislosti od hodnoty pH reakčného média, aby redox vyvažovanie, čo je dôvod, prečo je veľmi bežné nájsť v cvičení. Ak je médium kyslé, uchýlime sa k H + ; ale ak je naopak médium zásadné, použijeme OH - na vyváženie.
Povaha samotnej reakcie určuje, aké by malo byť pH média. Preto, hoci vyváženie možno vykonať za predpokladu, že ide o kyslé alebo zásadité médium, konečná vyvážená rovnica bude naznačovať, či sú ióny H + a OH - skutočne postradateľné alebo nie .
kroky
- Všeobecne
Skontrolujte oxidačné čísla reaktantov a produktov
Predpokladajme túto chemickú rovnicu:
Cu (y) + AgNO 3 (aq) → cu (NO 3 ) 2 + Ag (y)
To zodpovedá redoxnej reakcii, pri ktorej dochádza k zmene oxidačných čísiel reaktantov:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (y) 0
Identifikujte oxidujúce a redukujúce druhy
Oxidujúci druh získava elektróny oxidáciou redukujúcich druhov. Preto sa jeho oxidačné číslo znižuje: stáva sa menej pozitívnym. Medzitým sa oxidačné číslo redukujúcich druhov zvyšuje, pretože stráca elektróny: stáva sa pozitívnejšími.
Tak, v predchádzajúcej reakcie, meď oxiduje, pretože sa prechádza z Cu 0 až Cu 2+ ; a striebro je redukované, ako to ide z Ag + na Ag 0 . Meď je redukujúci druh a oxidujúci druh striebra.
Napíšte polovičné reakcie a vyrovnajte atómy a náboje
Identifikujú sa, ktoré druhy získavajú alebo strácajú elektróny, a napíšu sa redoxné polovičné reakcie pre redukčné aj oxidačné reakcie:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Meď stráca dva elektróny, zatiaľ čo striebro získava jeden. Elektróny umiestnime do oboch polovičných reakcií:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Všimnite si, že záťaže zostávajú vyvážené v oboch polovičných reakciách; ale keby boli sčítané, bol by porušený zákon o zachovaní hmoty: počet elektrónov musí byť v oboch polovičných reakciách rovnaký. Preto sa druhá rovnica vynásobí 2 a pridajú sa dve rovnice:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektróny sa vyradia, pretože sú na stranách reaktantov a produktov:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Toto je globálna iónová rovnica.
Náhradné koeficienty iónovej rovnice do všeobecnej rovnice
Nakoniec sa stechiometrické koeficienty z predchádzajúcej rovnice prevedú do prvej rovnice:
Cu (y) + 2AgNO 3 (aq) → cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (y)
Všimnite si, že 2 bol umiestnený s dusičnanom strieborným 3 , pretože v tejto soli striebra ako Ag + , a to isté sa deje s Cu (NO 3 ) 2 . Ak táto rovnica nie je na konci vyvážená, pristúpime k pokusu.
Rovnica navrhnutá v predchádzajúcich krokoch mohla byť vyvážená priamo pokusom a omylom. Existujú však redoxné reakcie, ktoré vyžadujú kyslé (H + ) alebo zásadité (OH - ) médium . Ak k tomu dôjde, nemožno vyvážiť za predpokladu, že médium je neutrálne; ako bolo uvedené (neboli pridané ani H +, ani OH - ).
Na druhej strane je výhodné vedieť, že atómy, ióny alebo zlúčeniny (väčšinou oxidy), v ktorých sa vyskytujú zmeny v číslach oxidácie, sú zapísané v polovičných reakciách. Toto bude zdôraznené v časti cvičení.
- Zostatok v kyslom prostredí
Ak je médium kyslé, je potrebné zastaviť pri obidvoch polovičných reakciách. Tentoraz pri vyvažovaní ignorujeme atómy kyslíka a vodíka a tiež elektróny. Elektróny sa nakoniec vyrovnajú.
Potom, na strane reakcie s menším počtom atómov kyslíka, pridáme molekuly vody, aby sme to nahradili. Na druhej strane vodíky vyrovnávame s iónmi H + . Nakoniec pridáme elektróny a postupujeme podľa už uvedených všeobecných krokov.
- Zostatok v základnom médiu
Keď je médium zásadité, postupuje sa rovnakým spôsobom ako v kyslom prostredí s malým rozdielom: tentokrát na strane, kde je viac kyslíka, sa umiestni počet molekúl vody rovnajúci sa tomuto prebytočnému kyslíku; a na druhej strane OH ióny - na kompenzáciu vodíka.
Nakoniec sú elektróny vyvážené, pridajú sa dve polovičné reakcie a do všeobecnej rovnice sa nahradia koeficienty globálnej iónovej rovnice.
Príklady
Nasledujúce vyvážené a nevyvážené redoxné rovnice slúžia ako príklady na zistenie, ako sa menia po použití tejto metódy vyváženia:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (nevyvážený)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (dané kyslé prostredie)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (dané základné médium)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (nevyvážené)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (vyvážené kyslé médium)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (nevyvážený)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3+ 2CR 3+ + 4H 2 O (dané médium kyselina)
cvičenie
Cvičenie 1
Vyrovnajte nasledujúcu rovnicu v základnom médiu:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Všeobecné kroky
Začneme tým, že si zapíšeme oxidačné čísla druhov, o ktorých máme podozrenie, že boli oxidované alebo znížené; v tomto prípade atómy jódu:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Všimnite si, že jód je oxidovaný a súčasne redukovaný, takže pokračujeme v písaní ich dvoch príslušných polovičných reakcií:
I 2 → I - (redukcia, na každý spotrebovaný elektrón I - 1)
I 2 → IO 3 - (oxidácia, za každých IO 3 - 5 elektrónov sa uvoľní)
V oxidačné polovičná reakcie umiestnime anión IO 3 - , a nie jódu ako I 5+ . Vyvážime atómy jódu:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Zostatok v základnom médiu
Teraz sa zameriavame na vyváženie oxidačnej poloreakcie v základnom médiu, pretože obsahuje okysličený druh. Na stranu produktu pridávame rovnaký počet molekúl vody, ako sú atómy kyslíka:
Aj 2 → 2IO 3 - + 6 H 2 O
A na ľavej strane vyrovnávame hydrogény s OH - :
Aj 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6 H 2 O
Píšeme dve polovičné reakcie a pridáme chýbajúce elektróny, aby sme vyrovnali záporné náboje:
I 2 + 2e - → 2I -
Aj 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6 H 2 O + 10e -
Vyrovnávame počty elektrónov v oboch polovičných reakciách a spočítame ich:
(I 2 + 2e - → 2 I - ) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6 H 2 O + 10e - ) x 2
12i 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Elektróny sa rušia a všetky koeficienty delíme štyrmi, aby sme zjednodušili globálnu iónovú rovnicu:
(12i 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3 H 2 O
Nakoniec nahradíme koeficienty iónovej rovnice v prvej rovnici:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3 H 2 O
Rovnica je už vyrovnaná. Porovnajte tento výsledok s vyvažovaním v kyslom prostredí v príklade 2.
Cvičenie 2
Vyvážte nasledujúcu rovnicu v kyslom prostredí:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Všeobecné kroky
Pozeráme sa na oxidačné čísla železa a uhlíka, aby sme zistili, ktoré z nich bolo oxidované alebo znížené:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Železo sa znížilo, čím sa stalo oxidujúcim druhom. Medzitým sa uhlík oxidoval a správa sa ako redukujúci druh. Polovičné reakcie na oxidáciu a redukciu sú:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (redukcia je spotrebovaná pre každý Fe 3 elektrón)
CO → CO 2 (oxidácia, pre každý CO 2 s 2 elektróny uvoľní)
Všimnite si, že písať oxid, Fe 2 O 3 , pretože obsahuje Fe 3+ , skôr než len uvedenie Fe 3+ . Vyrovnávame potrebné atómy okrem atómov kyslíka:
Fe 2 O 3 → 2FE
CO → CO 2
A vyvažovanie vykonávame v kyslom prostredí v oboch polo-reakciách, pretože medzi nimi sú okysličené druhy.
Zostatok v kyslom prostredí
Pridáme vodu na vyrovnanie kyslíkov a potom H + na vyrovnanie vodíkov:
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 + 2 H +
Teraz vyrovnávame poplatky umiestnením elektrónov zapojených do polovičných reakcií:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2FE + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Vyrovnávame počet elektrónov v oboch polovičných reakciách a pridáme ich:
(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 + 6 H 2 O → 4Fe + 6 H 2 O + 6CO 2 + 12 H + + 12e -
Zrušíme elektróny, ióny H + a molekuly vody:
2FE 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Tieto koeficienty sa však dajú rozdeliť dvoma, aby sa ešte viac zjednodušila rovnica, ktorá má:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2FE + 3CO 2
Vynára sa táto otázka: bolo pre túto rovnicu potrebné redoxné vyváženie? Skúškou a omylom by to bolo oveľa rýchlejšie. To ukazuje, že táto reakcia prebieha bez ohľadu na pH média.
Referencie
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). chémia (8. vydanie). CENGAGE Learning.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. september 2019). Ako vyvážiť redoxné reakcie. Získané z: thinkco.com
- Ann Nguyen a Luvleen Brar. (5. júna 2019). Vyvažovanie redoxných reakcií. Chémia LibreTexts. Obnovené z: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Cvičenie 19: Úprava redoxnej reakcie v zásaditom prostredí s dvoma oxidačnými polovičnými reakciami. Obnovené z: quimitube.com
- Louisská univerzita v St. Louis. (SF). Precvičte si problémy: Redoxné reakcie. Získané z: chemistry.wustl.edu
- John Wiley a synovia. (2020). Ako vyvážiť redoxné rovnice. Získané z: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Vyvažovacie chemické rovnice. Získané z: aprendeenlinea.udea.edu.co