- Kroki
- - Generale
- Sprawdź stopień utlenienia reagentów i produktów
- Zidentyfikuj związki utleniające i redukujące
- Napisz reakcje połowiczne i zrównoważyć atomy i ładunki
- Podstawmy współczynniki równania jonowego do równania ogólnego
- - Równowaga w środowisku kwaśnym
- - Równowaga w podstawowym medium
- Przykłady
- Ćwiczenia
- Ćwiczenie 1
- Ogólne kroki
- Równowaga w podstawowym medium
- Ćwiczenie 2
- Ogólne kroki
- Równowaga w środowisku kwaśnym
- Bibliografia
Metoda równoważenia redoks to metoda, która pozwala zrównoważyć równania chemiczne reakcji redoks, które w przeciwnym razie byłyby bólem głowy. Tutaj jeden lub więcej gatunków wymienia elektrony; ten, który je przekazuje lub traci, nazywany jest gatunkiem utleniającym, a ten, który je przyjmuje lub pozyskuje, gatunkiem redukującym.
W tej metodzie niezbędna jest znajomość stopni utlenienia tych gatunków, ponieważ ujawniają one, ile elektronów zyskały lub straciły na mol. Dzięki temu możliwe jest zbilansowanie ładunków elektrycznych poprzez zapisanie elektronów w równaniach tak, jakby były reagentami lub produktami.
Ogólne półreakcje reakcji redoks wraz z trzema bohaterami podczas ich równoważenia: H +, H2O i OH-. Źródło: Gabriel Bolívar.
Górny obraz pokazuje, jak skutecznie elektrony, e - są umieszczane jako reagenty, gdy pozyskuje je utleniacz; i jako produkty, gdy gatunek redukujący je traci. Należy zauważyć, że aby zrównoważyć tego typu równania, konieczne jest opanowanie pojęć liczb utleniania i utleniania-redukcji.
Gatunki H + , H 2 O i OH - w zależności od pH środowiska reakcyjnego pozwalają na równoważenie redoks, dlatego bardzo często można je znaleźć w ćwiczeniach. Jeśli medium jest kwaśne, uciekamy się do H + ; ale jeśli wręcz przeciwnie, medium jest podstawowe, to używamy OH - do równoważenia.
Charakter samej reakcji decyduje o pH środowiska. Dlatego, chociaż równoważenie można przeprowadzić przy założeniu kwaśnego lub zasadowego ośrodka, ostateczne zrównoważone równanie wskaże, czy jony H + i OH - są rzeczywiście zbędne, czy nie .
Kroki
- Generale
Sprawdź stopień utlenienia reagentów i produktów
Załóżmy następujące równanie chemiczne:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Odpowiada to reakcji redoks, w której następuje zmiana stopnia utlenienia reagentów:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Zidentyfikuj związki utleniające i redukujące
Forma utleniająca zyskuje elektrony przez utlenianie formy redukującej. Dlatego jego stopień utlenienia spada: staje się mniej dodatni. W międzyczasie stopień utlenienia związków redukujących wzrasta, ponieważ traci on elektrony: staje się bardziej dodatni.
Tak więc w poprzedniej reakcji miedź jest utleniana, ponieważ przechodzi z Cu 0 do Cu 2+ ; a srebro jest redukowane, gdy przechodzi z Ag + do Ag 0 . Miedź jest związkiem redukującym, a srebro utleniaczem.
Napisz reakcje połowiczne i zrównoważyć atomy i ładunki
Identyfikując, które gatunki zyskują lub tracą elektrony, zapisano półreakcje redoks dla reakcji redukcji i utleniania:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Miedź traci dwa elektrony, a srebro zyskuje jeden. Umieszczamy elektrony w obu półreakcjach:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Należy zwrócić uwagę, że obciążenia pozostają zrównoważone w obu reakcjach połowicznych; ale gdyby je zsumować, naruszone byłoby prawo zachowania materii: liczba elektronów musi być równa w obu reakcjach połowicznych. Dlatego drugie równanie mnoży się przez 2 i dodaje się dwa równania:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektrony znoszą się, ponieważ znajdują się po bokach reagentów i produktów:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
To jest globalne równanie jonowe.
Podstawmy współczynniki równania jonowego do równania ogólnego
Na koniec współczynniki stechiometryczne z poprzedniego równania są przenoszone do pierwszego równania:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Zwróć uwagę, że 2 zostało ustawione z AgNO 3, ponieważ w tej soli srebro jest takie samo jak Ag + i to samo dzieje się z Cu (NO 3 ) 2 . Jeśli to równanie nie jest na końcu zbilansowane, przystępujemy do przeprowadzenia próby.
Równanie zaproponowane w poprzednich krokach można było zrównoważyć bezpośrednio metodą prób i błędów. Istnieją jednak reakcje redoks, które wymagają środowiska kwaśnego (H + ) lub zasadowego (OH - ). Kiedy tak się dzieje, nie można tego zrównoważyć zakładając, że medium jest neutralne; jak właśnie pokazano (nie dodano ani H + ani OH - ).
Z drugiej strony wygodnie jest wiedzieć, że atomy, jony lub związki (głównie tlenki), w których zachodzą zmiany stopni utlenienia, są zapisywane w reakcjach połowicznych. Zostanie to zaznaczone w sekcji ćwiczeń.
- Równowaga w środowisku kwaśnym
Gdy medium jest kwaśne, konieczne jest zatrzymanie się na dwóch półreakcjach. Tym razem podczas równoważenia ignorujemy atomy tlenu i wodoru, a także elektrony. Na końcu elektrony się zbilansują.
Następnie, po stronie reakcji z mniejszą liczbą atomów tlenu, dodajemy cząsteczki wody, aby ją uzupełnić. Z drugiej strony równoważymy wodory jonami H + . Na koniec dodajemy elektrony i postępujemy zgodnie z przedstawionymi już ogólnymi krokami.
- Równowaga w podstawowym medium
Gdy ośrodek jest zasadowy, postępuje się tak samo, jak w środowisku kwaśnym z niewielką różnicą: tym razem po stronie, gdzie jest więcej tlenu, będzie zlokalizowana liczba cząsteczek wody równa temu nadmiarowi tlenu; a z drugiej strony jony OH - kompensujące obecność wodorów.
Wreszcie elektrony są równoważone, dodawane są dwie reakcje połówkowe, a współczynniki globalnego równania jonowego są podstawiane do równania ogólnego.
Przykłady
Poniższe zrównoważone i niezrównoważone równania redoks służą jako przykłady, aby zobaczyć, jak bardzo zmieniają się po zastosowaniu tej metody równoważenia:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (niesymetryczne)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (zrównoważone medium kwaśne)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (zrównoważone medium podstawowe)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (niesymetryczne)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (zrównoważone medium kwaśne)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (niesymetryczne)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (zrównoważone środowisko kwaśne)
Ćwiczenia
Ćwiczenie 1
Zrównoważyć następujące równanie w podstawowym medium:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Ogólne kroki
Zaczynamy od spisania stopni utlenienia gatunków, które podejrzewamy, że zostały utlenione lub zredukowane; w tym przypadku atomy jodu:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Zauważ, że jod jest utleniany i jednocześnie redukowany, więc przystępujemy do zapisywania ich dwóch odpowiednich półreakcji:
I 2 → I - (redukcja, na każdy I - 1 elektron jest zużywany)
I 2 → IO 3 - (utlenianie, na każde IO 3 - 5 elektronów jest uwalnianych)
W półreakcji utleniania anion IO 3 - , a nie atom jodu umieszczamy jako I 5+ . Równoważymy atomy jodu:
I 2 → 2 I -
I 2 → 2IO 3 -
Równowaga w podstawowym medium
Teraz skupiamy się na równoważeniu półreakcji utleniania w podstawowym ośrodku, ponieważ zawiera on formy utlenione. Po stronie produktu dodajemy taką samą liczbę cząsteczek wody, ile jest atomów tlenu:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
A po lewej stronie równoważymy wodory z OH - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Zapisujemy dwie reakcje połowiczne i dodajemy brakujące elektrony, aby zrównoważyć ładunki ujemne:
I 2 + 2e - → 2 I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Wyrównujemy liczby elektronów w obu półreakcjach i dodajemy je:
(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 -
Elektrony znoszą się i dzielimy wszystkie współczynniki przez cztery, aby uprościć globalne równanie jonowe:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
Na koniec podstawiamy współczynniki równania jonowego w pierwszym równaniu:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Równanie jest już zbilansowane. Porównaj ten wynik z równoważeniem w środowisku kwaśnym w przykładzie 2.
Ćwiczenie 2
Zrównoważyć następujące równanie w środowisku kwaśnym:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Ogólne kroki
Patrzymy na stopnie utlenienia żelaza i węgla, aby dowiedzieć się, który z nich został utleniony lub zredukowany:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Żelazo zostało zredukowane, czyniąc go związkiem utleniającym. W międzyczasie węgiel został utleniony, zachowując się jak substancja redukująca. Rozpatrywane półreakcje utleniania i redukcji to:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (redukcja, na każdy Fe 3 zużywane są elektrony)
CO → CO 2 (utlenianie, dla każdego CO 2 2 uwalniane są elektrony)
Zauważ, że piszemy tlenek, Fe 2 O 3 , ponieważ zawiera on Fe 3+ , a nie tylko umieszczanie Fe 3+ . Równoważymy potrzebne atomy z wyjątkiem tlenu:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
I przystępujemy do równoważenia w środowisku kwaśnym w obu półreakcjach, ponieważ pomiędzy nimi znajdują się związki utlenione.
Równowaga w środowisku kwaśnym
Dodajemy wodę, aby zrównoważyć tlen, a następnie H +, aby zrównoważyć wodory:
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 +
Teraz równoważymy ładunki, umieszczając elektrony biorące udział w reakcjach połowicznych:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Wyrównujemy liczbę elektronów w obu półreakcjach i dodajemy je:
(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 -
Eliminujemy elektrony, jony H + i cząsteczki wody:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Ale te współczynniki można podzielić przez dwa, aby jeszcze bardziej uprościć równanie, mając:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Powstaje pytanie: czy równoważenie redoks było konieczne dla tego równania? Metoda prób i błędów byłaby znacznie szybsza. To pokazuje, że ta reakcja przebiega niezależnie od pH środowiska.
Bibliografia
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia (8th ed.). CENGAGE Learning.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 września 2019). Jak zrównoważyć reakcje redoks. Odzyskany z: thinkco.com
- Ann Nguyen i Luvleen Brar. (05 czerwca 2019). Równoważenie reakcji redoks. Chemistry LibreTexts. Odzyskane z: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Ćwiczenie 19: Regulacja reakcji redoks w środowisku podstawowym z dwoma półreakcjami utleniania. Odzyskany z: quimitube.com
- Washington University w St. Louis. (sf). Problemy praktyczne: reakcje redoks. Odzyskany z: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Jak zrównoważyć równania redoks. Odzyskany z: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Bilansowanie równań chemicznych. Odzyskany z: aprendeenlinea.udea.edu.co