- paşi
- - General
- Verificați numărul de oxidare al reactanților și al produselor
- Identificați speciile oxidante și reducătoare
- Scrieți jumătatea reacțiilor și echilibrați atomii și sarcinile
- Se înlocuiesc coeficienții ecuației ionice în ecuația generală
- - Echilibrul în mediu acid
- - echilibru în mediu de bază
- Exemple
- Exerciții
- Exercitiul 1
- Pași generali
- Echilibru în mediu de bază
- Exercițiul 2
- Pași generali
- Echilibrul în mediu acid
- Referințe
Metoda de echilibrare redox este una care permite echilibrarea ecuațiile chimice ale reacțiilor redox, care altfel ar fi o durere de cap. Aici una sau mai multe specii schimbă electroni; cea care le donează sau le pierde se numește specia oxidantă, în timp ce cea care le acceptă sau le câștigă, specia reducătoare.
În această metodă este esențial să cunoaștem numărul de oxidare al acestor specii, deoarece dezvăluie câți electroni au câștigat sau au pierdut pe aluniță. Datorită acestui lucru, este posibilă echilibrarea sarcinilor electrice prin scrierea electronilor în ecuații ca și cum ar fi reactanți sau produse.
Semi-reacții generale ale unei reacții redox împreună cu cei trei protagoniști în timpul echilibrării lor: H +, H2O și OH-. Sursa: Gabriel Bolívar.
Superioară Emisiunile de imagine cât de eficient electroni, e - sunt plasate ca reactanți în cazul speciilor oxidante câștigurile acestora; și ca produse atunci când speciile reducătoare le pierd. Rețineți că pentru a echilibra acest tip de ecuații este necesar să stăpâniți conceptele numerelor de oxidare și de reducere a oxidării.
H + , H 2 O și OH - specii , în funcție de pH -ul mediului de reacție, permite echilibrarea redox, motiv pentru care este foarte comun pentru a le găsi în exerciții. Dacă mediul este acid, recurgem la H + ; dar dacă, dimpotrivă, mediul este de bază, atunci folosim OH - pentru echilibrare.
Natura reacției în sine dictează care ar trebui să fie pH-ul mediului. De aceea, cu toate că de echilibrare poate fi realizată presupunând un mediu acid sau bazic, ecuația echilibrată finală va indica dacă H + și OH - ionii sunt într - adevăr dispensabile sau nu .
paşi
- General
Verificați numărul de oxidare al reactanților și al produselor
Presupunem următoarea ecuație chimică:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NU 3 ) 2 + Ag (s)
Aceasta corespunde unei reacții redox, în care apare o modificare a numărului de oxidare a reactanților:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Identificați speciile oxidante și reducătoare
Specia oxidantă câștigă electroni prin oxidarea speciilor reducătoare. Prin urmare, numărul său de oxidare scade: devine mai puțin pozitiv. Între timp, numărul de oxidare al speciei reducătoare crește, deoarece pierde electroni: devine mai pozitiv.
Astfel, în reacția anterioară, cuprul este oxidat, deoarece trece de la Cu 0 la Cu 2+ ; iar argintul este redus, deoarece trece de la Ag + la Ag 0 . Cuprul este specia reducătoare, iar argintul speciile oxidante.
Scrieți jumătatea reacțiilor și echilibrați atomii și sarcinile
Identificând ce specii câștigă sau pierd electroni, redactiile redox atât pentru reacțiile de reducere cât și pentru oxidare sunt scrise:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Cuprul pierde doi electroni, în timp ce argintul câștigă unul. Plasăm electronii în ambele reacții:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Rețineți că sarcinile rămân echilibrate în ambele jumătăți de reacție; dar dacă s-ar adăuga împreună, legea conservării materiei ar fi încălcată: numărul de electroni trebuie să fie egal în cele două jumătăți de reacție. Prin urmare, a doua ecuație se înmulțește cu 2 și se adaugă cele două ecuații:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Electronii se anulează pentru că sunt pe laturile reactanților și ai produselor:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Aceasta este ecuația ionică globală.
Se înlocuiesc coeficienții ecuației ionice în ecuația generală
În cele din urmă, coeficienții stoechiometrici din ecuația anterioară sunt transferați la prima ecuație:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NU 3 ) 2 + 2Ag (s)
Rețineți că 2 a fost poziționat cu AgNO 3, deoarece în această sare argintul este la fel de Ag + și același lucru se întâmplă și cu Cu (NU 3 ) 2 . Dacă această ecuație nu este echilibrată la sfârșit, vom continua să efectuăm procesul.
Ecuația propusă în etapele anterioare ar fi putut fi echilibrată direct prin încercare și eroare. Cu toate acestea, există reacții redox care au nevoie de un mediu acid (H + ) sau bazic (OH - ). Când se întâmplă acest lucru, nu se poate echilibra presupunând că mediul este neutru; după cum tocmai s-a arătat (nu a fost adăugat nici H + nici OH ).
Pe de altă parte, este convenabil să știm că atomii, ionii sau compușii (mai ales oxizii) în care au loc modificările numărului de oxidare sunt scrise în jumătate de reacție. Acest lucru va fi evidențiat în secțiunea de exerciții.
- Echilibrul în mediu acid
Când mediul este acid, este necesar să ne oprim la cele două jumătăți de reacție. De data aceasta când ne balansăm, ignorăm atomii de oxigen și hidrogen, precum și electronii. Electronii se vor echilibra la final.
Apoi, pe partea reacției cu mai puțini atomi de oxigen, adăugăm molecule de apă pentru a compensa. Pe de altă parte, echilibrăm hidrogenii cu ioni H + . Și în final, adăugăm electronii și continuăm urmând pașii generali deja enunțați.
- echilibru în mediu de bază
Când mediul este de bază, se procedează la fel ca în mediul acid cu o mică diferență: de data aceasta pe partea în care există mai mult oxigen, se vor localiza un număr de molecule de apă egale cu acest exces de oxigen; iar pe de altă parte, ioni OH - pentru a compensa hidrogenii.
În cele din urmă, electronii sunt echilibrați, se adaugă cele două jumătăți de reacție și coeficienții ecuației ionice globale sunt substituiți în ecuația generală.
Exemple
Următoarele ecuații redox echilibrate și dezechilibrate servesc ca exemple pentru a vedea cât de mult se schimbă după aplicarea acestei metode de echilibrare:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (dezechilibrat)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (mediu acid echilibrat)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (mediu de bază echilibrat)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (dezechilibrat)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (mediu acid echilibrat)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (neechilibrată)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3+ 2CR 3+ + 4H 2 O (mediu acid echilibrat)
Exerciții
Exercitiul 1
Echilibrați ecuația următoare în mediu de bază:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NU 3 -
Pași generali
Începem prin a scrie numerele de oxidare ale speciilor despre care bănuim că au fost oxidate sau reduse; în acest caz, atomii de iod:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Rețineți că iodul este oxidat și în același timp redus, deci procedăm la scrierea celor două jumătăți de reacție respective:
I 2 → I - (reducere, pentru fiecare electron I - 1 se consumă)
I 2 → IO 3 - (oxidare, pentru fiecare IO 3 - 5 electroni sunt eliberați)
În jumătatea reacției de oxidare plasăm anionul IO 3 - și nu atomul de iod ca I 5+ . Echilibrăm atomii de iod:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Echilibru în mediu de bază
Acum ne concentrăm pe echilibrarea semi-reacției de oxidare într-un mediu de bază, deoarece are o specie oxigenată. Adăugăm pe partea produsului același număr de molecule de apă, deoarece există atomi de oxigen:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
Și pe partea stângă echilibrăm hidrogenii cu OH - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Scriem cele două jumătăți de reacție și adăugăm electronii lipsă pentru a echilibra sarcinile negative:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Egalizăm numărul electronilor în ambele reacții jumătate și le adăugăm:
(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 -
Electronii se anulează și împărțim toți coeficienții la patru pentru a simplifica ecuația ionică globală:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
Și în sfârșit, substituim coeficienții ecuației ionice în prima ecuație:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Ecuația este deja echilibrată. Comparați acest rezultat cu echilibrarea în mediu acid din Exemplul 2.
Exercițiul 2
Echilibrați ecuația următoare într-un mediu acid:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Pași generali
Analizăm numărul de oxidare al fierului și carbonului pentru a afla care dintre cele două a fost oxidat sau redus:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Fierul a fost redus, ceea ce îl face să fie specia oxidantă. Între timp, carbonul s-a oxidat, comportându-se ca specie reducătoare. Jumătățile de reacție pentru oxidare și reducere în cauză sunt:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (reducere, pentru fiecare electron de Fe 3 se consumă)
CO → CO 2 (oxidare, pentru fiecare electroni CO 2 2 sunt eliberați)
Rețineți că scriem oxidul, Fe 2 O 3 , deoarece conține Fe 3+ , mai degrabă decât doar plasarea Fe 3+ . Echilibrăm atomii care sunt necesari, cu excepția celor de oxigen:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
Și procedăm la realizarea echilibrării într-un mediu acid în ambele semi-reacții, deoarece între ele există specii oxigenate.
Echilibrul în mediu acid
Adăugăm apă pentru a echilibra oxigenii, apoi H + pentru a echilibra hidrogenii:
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 +
Acum echilibrăm sarcinile prin plasarea electronilor implicați în jumătățile de reacție:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Egalizăm numărul de electroni în ambele jumătăți de reacție și îi adăugăm:
(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 -
Anulăm electroni, ioni H + și molecule de apă:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Dar acești coeficienți pot fi împărțiți la doi pentru a simplifica ecuația și mai mult, având:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Se ridică această întrebare: era necesară echilibrarea redox pentru această ecuație? Prin încercare și eroare, ar fi fost mult mai rapid. Acest lucru arată că această reacție are loc indiferent de pH-ul mediului.
Referințe
- Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
- Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (22 septembrie 2019). Cum să echilibreze reacțiile la redox. Recuperat de la: thinkco.com
- Ann Nguyen & Luvleen Brar. (05 iunie 2019). Echilibrarea reacțiilor Redox. Chimie LibreTexturi. Recuperat din: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Exercițiul 19: ajustarea unei reacții redox în mediu de bază cu două jumătăți de reacție de oxidare. Recuperat de la: quimitube.com
- Universitatea Washington din St. (Sf). Probleme de practică: Reacții Redox. Recuperat din: chimie.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Cum să echilibrați ecuațiile Redox. Recuperat din: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Echilibrarea ecuațiilor chimice. Recuperat din: aprendeenlinea.udea.edu.co