Metóda redoxnej rovnováhy, kroky, príklady, cvičenia

On Metóda vyváženia redoxu Je to taká, ktorá umožňuje vyvážiť chemické rovnice redoxných reakcií, ktoré by inak boli bolesti hlavy. Tu jeden alebo viac druhov vymení elektróny; Ten, ktorý ich daruje alebo stráca, sa nazýva oxidačný druh, zatiaľ čo ten, ktorý ich prijíma alebo vyhrá, redukčný druh.

Pri tejto metóde je nevyhnutné poznať oxidačné čísla týchto druhov, pretože odhaľujú, koľko elektrónov získalo alebo stratilo mol. Vďaka tomu je možné vyvážiť elektrické poplatky zapisovaním v rovniciach elektróny, akoby to boli reaktanty alebo výrobky.

Všeobecné polo -kolety redoxnej reakcie s tromi protagonistami počas ich vyváženia: H+, H2O a OH-. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Vynikajúci obrázok ukazuje, ako elektróny efektívne a^- Sú umiestnené ako činidlá, keď ich oxidačný druh vyhrá; A ako výrobky, keď ich redukčný druh stratí. Všimnite si, že na vyrovnanie tohto typu rovníc je potrebné zvládnuť koncepty oxidačných a oxidačných čísel.

Druh h⁺, H₂Alebo a oh^-, V závislosti od pH reakčného média umožňuje vyváženie redoxu, takže je veľmi bežné ich nájsť v cvičeniach. Ak je médium kyslé, obraciame sa na H⁺; Ale ak je naopak, médium je základné, potom používame OH^- Za vyváženie.

Povaha samotnej reakcie určuje, čo by malo byť pH média. Preto, aj keď je možné vyvážiť predpokladaním kyslého alebo základného média, konečná vyvážená rovnica bude naznačená, či sú ióny H nepravdepodobné alebo nie⁺ a oh^-.

[TOC]

Kroky

- Všeobecný

Skontrolujte oxidačné čísla reagencií a výrobkov

Predpokladajme, že nasledujúca chemická rovnica:

Cu (s) + agno₃(Ac) → cu (č₃)₂ + AG (S)

To zodpovedá redoxnej reakcii, pri ktorej dochádza k zmene oxidačných čísel reagencií:

Cu⁰(s) + ag⁺Nie₃(Ac) → cu²⁺(Nie₃)₂ + AG (S)⁰

Identifikujte oxidačné a reduktívne druhy

Oxidačný druh získava elektróny oxidujúce redukčné druhy. Preto jeho oxidačné číslo klesá: stáva sa menej pozitívnym. Medzitým sa oxidačný počet redukčných druhov zvyšuje, pretože stráca elektróny: stáva sa pozitívnejším.

V predchádzajúcej reakcii je teda oxidovaná meď, pretože prechádza z Cu⁰ do Cu²⁺; A striebro sa znižuje, pretože ide z AG⁺ Ag⁰. Meď je redukčný druh a oxidačný druh striebra.

Napíšte semi -reakcie a atómy a zaťaženia vyváženia

Identifikácia toho, ktoré druhy získavajú alebo strácajú elektróny, redoxné semi -reakcie sú napísané pre redukčnú reakciu aj oxidáciu:

Cu⁰ → Cu²⁺

Zápis⁺ → Ag⁰

Copper stráca dva elektróny, zatiaľ čo strieborné vyhrá jeden. Elektróny umiestnime do oboch semi -reakcií:

Môže vám slúžiť: fosforečnan draselný (K3PO4): Štruktúra, vlastnosti, použitia

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-

Zápis⁺ + a^- → Ag⁰

Všimnite si, že zaťaženia zostávajú vyvážené v obidvoch semi -reakciách; Ale ak by boli pridané, porušil by zákon o ochrane vecí: počet elektrónov musí byť rovnaký. Preto sa druhá rovnica vynásobí 2 a dve rovnice sú pridané:

(Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-) x 1

(AG⁺ + a^-  → Ag⁰) x 2 

Cu⁰ + 2Ag⁺ + 2e^- → Cu²⁺ + 2Ag⁰ + 2e^-

Elektróny sú zrušené za to, že sú na stranách činidiel a výrobkov:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag⁰

Toto je globálna iónová rovnica.

Vymeňte koeficienty iónovej rovnice vo všeobecnej rovnici

Nakoniec sa presťahujú na prvú rovnicu na prvú rovnicu: stechiometrické koeficienty predchádzajúcej rovnice:

Cu (s) + 2agno₃(Ac) → cu (č₃)₂ + 2AG (s)

Všimnite si, že 2 boli umiestnené v Agne₃ Pretože v tejto soli je striebro ako ag⁺, A to isté platí pre cu (nie₃)₂. Ak táto rovnica na konci nie je vyvážená, skóre sa dosiahne.

Rovnica navrhnutá v predchádzajúcich krokoch mohla byť vyvážená priamo Tanteo. Existujú však redoxné reakcie, ktoré potrebujú kyslé médium (h⁺) alebo základné (OH^-) sa uskutočniť. Ak sa to stane, nemôže byť vyvážená za predpokladu, že médium je neutrálne; ako sa práve zobrazilo (nebolo pridané alebo h⁺ A buď oh^-).

Na druhej strane je vhodné vedieť, že semi -reakcie napísali atómy, ióny alebo zlúčeniny (väčšinou oxidy), v ktorých sa vyskytujú zmeny v oxidačných číslach. Toto bude zvýraznené v sekcii cvičení.

- Vyváženie v kyslom médiu

Ak je médium kyslé, musíte sa zastaviť pri dvoch semi -reakciách. Tentoraz v čase rovnováhy ignorujeme atómy kyslíka a vodíka a tiež elektróny. Elektróny budú na konci vyvážené.

Potom, na reakčnej strane s menšími atómami kyslíka, pridávame molekuly vody, aby sme to kompenzovali. Na druhej strane vyrovnávame vodíny s H iónmi⁺. A nakoniec, pridáme elektróny a pokračujeme v porovnaní s už exponovanými krokmi.

- Vyváženie v základnom médiu

Ak je médium základné, je to rovnaké ako v kyslom prostredí s malým rozdielom: tentoraz na strane, kde je viac kyslíka, sa nachádzajú molekuly vody rovnajúce sa týmto nadbytkom kyslíka; A na druhej strane, Oh ióny^- Na kompenzáciu hydrogénov.

Nakoniec, rovnováha elektrónov, pridávajú sa dve semi -reakcie a koeficienty globálnej iónovej rovnice vo všeobecnej rovnici sa nahradia.

Môže vám slúžiť: rozptýlené systémy: typy, charakteristiky a príklady

Príklady

Nasledujúce redoxné rovnice bez rovnováhy a vyvážené slúžia ako príklady na pozorovanie, akú zmenu po použití tejto vyváženej metódy:

P₄ + Clo^- → PO₄^3- + Cl^- (bez rovnováhy)

P₄ + 10 CLO^- + 6 h₂O → 4 PO₄^3- + 10 cl^- + 12 h⁺ (Vyvážená polovica kyseliny)

P₄ + 10 CLO^- + 12 Oh^- → 4 PO₄^3- + 10 cl^- + 6 h₂O (základné stredne vyvážené)

Jo₂ + Pokaziť sa₃ → i^- + Kio₃ + Nie₃^- (bez rovnováhy)

3i₂ + Pokaziť sa₃ + 3h₂O → 5i^- + Kio₃ + Nie₃^- + 6H⁺ (Vyvážená polovica kyseliny)

Cr₂Ani₂^7- + Hned₂ → Cr³⁺ + Nie₃^- (bez rovnováhy)

3Hno₂ + 5H⁺ + Cr₂Ani₂^7- → 3NO₃^- +2Cr³⁺ + 4H₂O (vyvážená kyselina)

Cvičenia

Cvičenie 1

Vyvážiť nasledujúcu rovnicu v základnom médiu:

Jo₂ + Pokaziť sa₃ → i^- + Kio₃ + Nie₃^-

Všeobecné kroky

Začneme písaním oxidačných čísel druhov, o ktorých máme podozrenie, že majú hrdzavené alebo znížené; V tomto prípade atómy jódu:

Jo₂⁰ + Pokaziť sa₃ → i^- + Ki⁵⁺Ani₃ + Nie₃^-

Všimnite si, že jód oxiduje a zároveň sa zníži, takže pokračujeme v písaní jeho dvoch príslušných semi -reakcií:

Jo₂ → i^- (Redukcia, pre každú i^- 1 sa konzumuje elektrón)

Jo₂  → io₃^- (Oxidácia, pre každú IO₃^- Uvoľňuje sa 5 elektrónov)

V oxidačnom semifviku umiestnime anión io₃^-, a nie na atóm jódu ako ja⁵⁺. Vyvážime atómy jódu:

Jo₂ → 2i^-

Jo₂  → 2₃^-

Vyváženie v základnom médiu

Teraz sa zameriavame na hojdanie v základnom médiu na poloakovanie oxidácie, pretože má okysličenú druhu. Pridávame na stranu produktov rovnaký počet molekúl vody, ako sú atómy kyslíka:

Jo₂  → 2₃^- + 6H₂Ani

A na ľavej strane vyvážime vodíny s OH^-:

Jo₂  + 12OH^- → 2₃^- + 6H₂Ani

Píšeme dve semi -reakcie a pridávame chýbajúce elektróny, aby sme vyvážili záporné zaťaženie:

Jo₂ + 2e^- → 2i^-

Jo₂  + 12OH^- → 2₃^- + 6H₂O + 10e^-

Zodpovedali sme obidve čísla elektrónov v obidvoch semi -reakciách a pridávali sme ich:

(Jo₂ + 2e^- → 2i^-) x 10

(Jo₂  + 12OH^- → 2₃^- + 6H₂O + 10e^-) x 2

12i₂ + 24 Oh^- + 20E^- → 20i^- + 4₃^- + 12H₂O + 20e^-

Elektróny sú zrušené a rozdelené všetky koeficienty štyrmi, aby sa zjednodušila globálna iónová rovnica:

(12i₂ + 24 Oh^-  → 20i^- + 4₃^- + 12H₂O) x ¼

3i₂ + 6OH^- → 5i^- + Io₃^- + 3h₂Ani

A nakoniec, nahradíme koeficienty iónovej rovnice v prvej rovnici:

3i₂ + 6OH^- + Pokaziť sa₃ → 5i^- + Kio₃ + Nie₃^- + 3h₂Ani

Môže vám slúžiť: iónová sila: jednotky, ako ho vypočítať, príklady

Rovnica je už vyvážená. Porovnajte tento výsledok s vyvážením v kyslom médiu príkladu 2.

Cvičenie 2

Vyvážiť nasledujúcu rovnicu v kyslom médiu:

Vernosť₂Ani₃ + CO → Fe + Co₂

Všeobecné kroky

Pozorujeme oxidačné počty železa a uhlíka, aby sme vedeli, ktorý z nich má oxidovaný alebo znížený:

Vernosť₂³⁺Ani₃ + C²⁺O → Viera⁰ + C⁴⁺Ani₂

Železo sa znížilo, takže je to oxidačný druh. Medzitým je uhlík hrdzavý a správa sa ako redukčný druh. Semi -reakcie na oxidáciu a reláciu sú:

Vernosť₂³⁺Ani₃ → Viera⁰  (zníženie, pre každú vieru sa spotrebúvajú 3 elektróny)

Co → co₂ (Oxidácia, pre každú CO₂ Uvoľňujú sa 2 elektróny)

Všimnite si, že píšeme oxid, viera₂Ani₃, Pretože obsahuje vieru³⁺, Namiesto toho, aby ste len umiestňovali vieru³⁺. Vyvážime potrebné atómy, s výnimkou kyslíka:

Vernosť₂Ani₃ → 2FE

Co → co₂

A vyrovnávanie sa vykonáva v kyseline v oboch semi -reakciách, pretože medzi nimi sú okysličené druhy.

Vyváženie v kyslom médiu

Pridávame vodu na vyváženie kyslíka a potom h⁺ Vyvážiť vodíny:

Vernosť₂Ani₃ → 2FE + 3H₂Ani

6H⁺ +  Vernosť₂Ani₃ → 2FE + 3H₂Ani

Co + h₂O → co₂

Co + h₂O → co₂ + 2h⁺

Teraz vyvážime zaťaženia umiestnením elektrónov zapojených do polopremections:

6H⁺ +  6e^- + Vernosť₂Ani₃ → 2FE + 3H₂Ani

Co + h₂O → co₂ + 2h⁺ + 2e^-

Zhodujeme sa s počtom elektrónov v obidvoch semi -reakciách a pridávame ich:

(6h⁺ +  6e^- + Vernosť₂Ani₃ → 2FE + 3H₂O) x 2

(CO + H₂O → co₂ + 2h⁺ + 2e^-) x 6

12 h⁺ + 12E^- + 2FE₂Ani₃ + 6 CC + 6H₂O → 4FE + 6H₂O + 6Co₂ + 12H⁺ + 12E^-

Zrušujeme elektróny, H ióny⁺ A molekuly vody:

2FE₂Ani₃ + 6Co → 4FE +6Co₂

Ale tieto koeficienty sa dajú rozdeliť dvoma, aby sa rovnica ešte viac zjednodušila, ak má:

Vernosť₂Ani₃ + 3Co → 2FE +3CO₂

Vyvstáva táto otázka: Redox Balancing pre túto rovnicu bolo potrebné? Tanteo by to bolo oveľa rýchlejšie. To ukazuje, že táto reakcia vychádza zameniteľne zo stredného pH.

Odkazy

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chémia. (8. vydanie.). Učenie sa.
2. HelMestine, Anne Marie, PH.D. (22. september 2019). Ako vyvážiť redoxné reakcie. Zotavené z: Thoughtco.com
3. Ann Nguyen a Luvleen Brar. (5. júna 2019). Vyváženie redoxných reakcií. Chémia librettexts. Získané z: Chem.Librettexts.orgán
4. Quimitube. (2012). Cvičenie 19: Úprava redoxnej reakcie v základnom médiu s dvoma oxidačnými semi -reakciami. Obnovené z: Quimitube.com
5. Washingtonská univerzita v St. Louis. (s.F.). Problémy s praxou: Redoxné reakcie. Získané z: chémie.Blednúť.Edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Ako vyvážiť redoxné rovnice. Získané z: figuríny.com
7. Rubén Darío alebo. G. (2015). Vyváženie chemických rovníc. Získané z: Učte sa v Linea.vy.Edu.co