Redox Balance Method trinn, eksempler, øvelser

Han Redox Balancing Method Det er en som gjør det mulig å balansere de kjemiske ligningene av redoksreaksjoner, som ellers ville være hodepine. Her utveksler en eller flere arter elektroner; Den som donerer eller mister dem, kalles oksidantarter, mens den som aksepterer eller vinner dem, en reduktiv art.

I denne metoden er det viktig å kjenne oksidasjonsnumrene til disse artene, siden de avslører hvor mange elektroner som har fått eller tapt med MOL. Takket være dette er det mulig å balansere de elektriske ladningene ved å skrive i ligningene elektronene som om de var reaktanter eller produkter.

Generelle semi -reaches av en redoksreaksjon med de tre hovedpersonene under deres balansering: H+, H2O og OH-. Kilde: Gabriel Bolívar.

Det overordnede bildet viser hvordan elektroner effektivt, og^- De er plassert som reagenser når den oksiderte arten vinner dem; Og som produkter når den reduserende arten mister dem. Merk at for å balansere denne typen ligninger er det nødvendig å mestre begrepene oksidasjon og oksidasjonstall.

Arten h⁺, H₂Eller OH^-, Avhengig av pH i reaksjonsmediet, tillater det redoksbalansering, så det er veldig vanlig å finne dem i øvelsene. Hvis mediet er syre, vender vi oss til H⁺; Men hvis tvert imot er mediet grunnleggende, bruker vi OH^- For balansering.

Naturen til reaksjonen selv dikterer hva pH i mediet skal være. Det er grunnen til at selv om det kan balanseres ved å anta et syre eller basisk medium, vil den endelige balanserte ligningen indikere om ionene H er usannsynlige eller ikke egentlig⁺ Og åh^-.

[TOC]

Trinn

- Generell

Kontroller oksidasjonsnumrene til reagensene og produktene

Anta at følgende kjemiske ligning:

Cu (S) + agno₃(AC) → Cu (nei₃)₂ + Ag (er)

Dette tilsvarer en redoksreaksjon, der en endring i oksidasjonstallene til reagensene oppstår:

Cu⁰(S) + AG⁺NEI₃(AC) → Cu²⁺(NEI₃)₂ + Ag (er)⁰

Identifiser oksiderende og reduktive arter

Den oksiderende arten får elektroner som oksideres av den reduserende arten. Derfor avtar oksidasjonsnummeret: det blir mindre positivt. I mellomtiden øker oksidasjonsnummeret til de reduserende artene, siden det mister elektroner: det blir mer positivt.

I den forrige reaksjonen blir kobberet oksidert, siden det passerer fra Cu⁰ til Cu²⁺; Og sølv reduseres, fordi det går fra AG⁺ En ag⁰. Kobber er den reduserende arten, og sølv oksidasjonsarten.

Skriv semi -reaksjoner og balansere atomer og belastninger

Identifisere hvilke arter som får eller mister elektroner, er redoks semi -reaksjoner skrevet for både reduksjonsreaksjonen og oksidasjon:

Cu⁰ → Cu²⁺

AG⁺ → Ag⁰

Kobber mister to elektroner, mens sølv vinner en. Vi plasserer elektronene i begge semi -reaksjoner:

Kan tjene deg: Kaliumfosfat (K3PO4): Struktur, egenskaper, bruk

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-

AG⁺ + og^- → Ag⁰

Merk at belastningene forblir balansert i begge semi -reaksjoner; Men hvis de ble lagt til, ville bevaringsloven bli krenket: antall elektroner må være det samme i de to semi -reaksjonene. Derfor multipliseres den andre ligningen med 2 og de to ligningene er lagt til:

(Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + og^-  → Ag⁰) x 2 

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

Elektronene blir kansellert for å være på sidene av reagensene og produktene:

Cu⁰ + 2ag⁺ → Cu²⁺ + 2ag⁰

Dette er den globale ioniske ligningen.

Bytt ut koeffisienter for den ioniske ligningen i den generelle ligningen

Til slutt flytter de støkiometriske koeffisientene for den forrige ligningen til den første ligningen:

Cu (S) + 2agno₃(AC) → Cu (nei₃)₂ + 2AG (S)

Merk at de 2 var plassert med Agno₃ For i dette saltet er sølvet som AG⁺, Og det samme gjelder Cu (nei₃)₂. Hvis denne ligningen ikke er balansert på slutten, blir poengsummen gjort.

Ligningen som ble foreslått i de foregående trinnene kunne ha blitt balansert direkte av Tanteo. Imidlertid er det redoksreaksjoner som trenger et surt medium (h⁺) eller grunnleggende (åh^-) skje. Når dette skjer, kan det ikke balanseres under forutsetning av at mediet er nøytralt; som det nettopp har blitt vist (den ble ikke lagt til eller h⁺ Og enten åh^-).

På den annen side er det praktisk å vite at semi -reaksjonene skrev atomer, ioner eller forbindelser (for det meste oksider) der endringer i oksidasjonstall oppstår. Dette vil bli fremhevet i øvelsesseksjonen.

- Balansering i surt medium

Når mediet er syre, må du stoppe ved de to semi -reaksjonene. Denne gangen på balanseens tid ignorerer vi oksygen- og hydrogenatomer, og også elektroner. Elektroner vil balansere på slutten.

Deretter, på reaksjonssiden med mindre oksygenatomer, legger vi til vannmolekyler for å kompensere for det. På den andre siden balanserer vi hydrogenene med H -ioner⁺. Og til slutt legger vi til elektronene og fortsetter etter de generelle trinnene som allerede er utsatt.

- Balansering i grunnleggende medium

Når mediet er grunnleggende, er det på samme måte som i det sure miljøet med en liten forskjell: denne gangen på siden der det er mer oksygen, vil et vannmolekyler lik dette overflødige oksygen være lokalisert; Og på den andre siden, Oh -ioner^- For å kompensere for hydrogener.

Til slutt blir elektronbalanse, de to semi -reaksjonene tilsatt, og koeffisientene til den globale ioniske ligningen i den generelle ligningen erstattes.

Kan tjene deg: Spredte systemer: Typer, egenskaper og eksempler

Eksempler

Følgende redox -ligninger uten balanse og balansert fungerer som eksempler for å observere hvor mye endring etter å ha brukt denne balanseringsmetoden:

P₄ + Clo^- → Po₄^3- + Cl^- (uten balanse)

P₄ + 10 Clo^- + 6 timer₂O → 4 PO₄^3- + 10 cl^- + 12 timer⁺ (Balansert halvsyre)

P₄ + 10 Clo^- + 12 Å^- → 4 PO₄^3- + 10 cl^- + 6 timer₂O (grunnleggende medium balansert)

Yo₂ + Kno₃ → i^- + Kio₃ + NEI₃^- (uten balanse)

3i₂ + Kno₃ + 3H₂O → 5i^- + Kio₃ + NEI₃^- + 6H⁺ (Balansert halvsyre)

Cr₂ENTEN₂^7- + Hno₂ → Cr³⁺ + NEI₃^- (uten balanse)

3hno₂ + 5H⁺ + Cr₂ENTEN₂^7- → 3no₃^- +2cr³⁺ + 4H₂O (balansert syrebalanse)

Øvelser

Oppgave 1

Balanse følgende ligning i grunnleggende medium:

Yo₂ + Kno₃ → i^- + Kio₃ + NEI₃^-

Generelle trinn

Vi starter med å skrive oksidasjonsnumrene til arten som vi mistenker har rustne eller redusert; I dette tilfellet, jodatomer:

Yo₂⁰ + Kno₃ → i^- + Ki⁵⁺ENTEN₃ + NEI₃^-

Merk at jod oksiderer og samtidig reduseres, så vi fortsetter med å skrive de to respektive semi -reaksjoner:

Yo₂ → i^- (Reduksjon, for hver jeg^- 1 elektron forbrukes)

Yo₂  → io₃^- (Oksidasjon, for hver IO₃^- 5 elektroner frigjøres)

I oksidasjon semi -lys plasserer vi anionen io₃^-, og ikke til atomet av jod som jeg⁵⁺. Vi balanserer jodatomene:

Yo₂ → 2i^-

Yo₂  → 2₃^-

Balansering i grunnleggende medium

Nå fokuserer vi på å svinge i grunnleggende medium Semi -reaksjonen av oksidasjon, siden den har en oksygenert art. Vi legger til på siden av produktene samme antall vannmolekyler som oksygenatomer:

Yo₂  → 2₃^- + 6H₂ENTEN

Og på venstre side balanserer vi hydrogenene med OH^-:

Yo₂  + 12OH^- → 2₃^- + 6H₂ENTEN

Vi skriver de to semi -reaksjonene og legger til de manglende elektronene for å balansere de negative belastningene:

Yo₂ + 2e^- → 2i^-

Yo₂  + 12OH^- → 2₃^- + 6H₂O + 10E^-

Vi matchet begge elektronene tallene i begge semi -reaksjoner og legger dem til:

(Yo₂ + 2e^- → 2i^-) x 10

(Yo₂  + 12OH^- → 2₃^- + 6H₂O + 10E^-) x 2

12i₂ + 24 Å^- + 20E^- → 20i^- + 4. plass₃^- + 12H₂O + 20E^-

Elektronene blir kansellert og delt alle koeffisienter med fire for å forenkle den globale ioniske ligningen:

(12i₂ + 24 Å^-  → 20i^- + 4. plass₃^- + 12H₂O) x ¼

3i₂ + 6OH^- → 5i^- + Io₃^- + 3H₂ENTEN

Og til slutt erstatter vi koeffisientene til den ioniske ligningen i den første ligningen:

3i₂ + 6OH^- + Kno₃ → 5i^- + Kio₃ + NEI₃^- + 3H₂ENTEN

Det kan tjene deg: ionisk kraft: enheter, hvordan beregne det, eksempler

Ligningen er allerede balansert. Sammenlign dette resultatet med balansering i et syremedium med eksempel 2.

Oppgave 2

Balansere følgende ligning i surt medium:

Tro₂ENTEN₃ + CO → FE + CO₂

Generelle trinn

Vi observerer oksidasjonsnummeret av jern og karbon for å vite hvilke av de to som har oksidert eller redusert:

Tro₂³⁺ENTEN₃ + C²⁺O → tro⁰ + C⁴⁺ENTEN₂

Jern er redusert, så det er oksidasjonsarten. I mellomtiden har karbon rusten, og oppfører seg som den reduserende arten. Semi -reaksjoner for oksidasjon og redisjon angående er:

Tro₂³⁺ENTEN₃ → Tro⁰  (Reduksjon, for hver tro blir 3 elektroner konsumert)

CO → CO₂ (Oksidasjon, for hver CO₂ 2 elektroner frigjøres)

Merk at vi skriver oksidet, tro₂ENTEN₃, Fordi det inneholder tro³⁺, I stedet for bare å plassere tro³⁺. Vi balanserer atomene som er nødvendige unntatt oksygen:

Tro₂ENTEN₃ → 2fe

CO → CO₂

Og balansering utføres i syren i begge semi -reaksjoner, siden det er oksygenerte arter i mellom.

Balansering i surt medium

Vi legger vann til å balansere oksygen, og deretter h⁺ Å balansere hydrogener:

Tro₂ENTEN₃ → 2Fe + 3H₂ENTEN

6H⁺ +  Tro₂ENTEN₃ → 2Fe + 3H₂ENTEN

CO + H₂O → co₂

CO + H₂O → co₂ + 2H⁺

Nå balanserer vi belastningene ved å plassere elektronene som er involvert i semi -reaksjoner:

6H⁺ +  6e^- + Tro₂ENTEN₃ → 2Fe + 3H₂ENTEN

CO + H₂O → co₂ + 2H⁺ + 2e^-

Vi samsvarer med antall elektroner i begge semi -reaksjoner og legger dem til:

(6H⁺ +  6e^- + Tro₂ENTEN₃ → 2Fe + 3H₂O) x 2

(CO + H₂O → co₂ + 2H⁺ + 2e^-) x 6

12 timer⁺ + 12e^- + 2fe₂ENTEN₃ + 6CO + 6H₂O → 4Fe + 6H₂O + 6CO₂ + 12H⁺ + 12e^-

Vi avbryter elektroner, H -ioner⁺ Og vannmolekylene:

2fe₂ENTEN₃ + 6CO → 4Fe +6CO₂

Men disse koeffisientene kan deles med to for å forenkle ligningen enda mer, med:

Tro₂ENTEN₃ + 3CO → 2Fe +3CO₂

Dette spørsmålet oppstår: redoksbalansering for denne ligningen var nødvendig? Av Tanteo hadde det vært mye raskere. Dette viser at denne reaksjonen fortsetter om hverandre fra medium pH.

Referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). Cengage Learning.
2. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (22. september 2019). Hvordan balansere redoksreaksjoner. Gjenopprettet fra: Thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (5. juni 2019). Redoksreaksjoner balanserer. Kjemi librettexts. Gjenopprettet fra: Chem.Librettexts.org
4. Quimitube. (2012). Oppgave 19: Justering av en redoksreaksjon i basisk medium med to oksidasjons semi -reaksjoner. Gjenopprettet fra: Quimitube.com
5. Washington University i St. Louis. (s.F.). Øvingsproblemer: Redoksreaksjoner. Gjenopprettet fra: Kjemi.Wustl.Edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hvordan balansere redoks ligninger. Gjenopprettet fra: dummies.com
7. Rubén Darío eller. G. (2015). Balansering av kjemiske ligninger. Gjenopprettet fra: Lær i Linea.du.Edu.co