REDOX-BALANCERINGSMETODE: TRIN, EKSEMPLER, ØVELSER - KEMI - 2025

Den redox balancing metode er en, der tillader afbalancere de kemiske ligninger af redoxreaktioner, som ellers ville være en hovedpine. Her udveksler en eller flere arter elektroner; den, der donerer eller mister dem, kaldes den oxiderende art, mens den, der accepterer eller vinder dem, den reducerende art.

I denne metode er det vigtigt at kende oxidationstallet for disse arter, da de afslører, hvor mange elektroner de har opnået eller mistet pr. Mol. Takket være dette er det muligt at afbalancere de elektriske ladninger ved at skrive elektronerne i ligningerne, som om de var reaktanter eller produkter.

Generelle halvreaktioner af en redox-reaktion sammen med de tre hovedpersoner under deres balance: H +, H2O og OH-. Kilde: Gabriel Bolívar.

Det øverste billede viser, hvor effektivt elektroner, e ^- er placeret som reaktanter, når den oxiderende art får dem; og som produkter, når den reducerende art mister dem. Bemærk, at for at afbalancere denne type ligninger er det nødvendigt at mestre begreberne oxidation og oxidationsreduktionstal.

H ⁺, H ₂ O og OH ^- arter, afhængigt af pH af reaktionsmediet, tillader redox afbalancering, hvorfor det er meget almindeligt at finde dem i øvelser. Hvis mediet er surt, tyr vi til H ⁺; men hvis tværtimod er grundlæggende, bruger vi OH ^- til afbalancering.

Reaktionens art dikterer, hvad pH-værdien af ​​mediet skal være. Det er grunden til, at selvom balance kan udføres under antagelse af et surt eller basisk medium, vil den endelige afbalancerede ligning indikere, om H ⁺ og OH ^- ioner virkelig kan dispenseres eller ej.

Steps

- Generelt

Kontroller oxidationsantallet af reaktanter og produkter

Antag følgende kemiske ligning:

Cu (s) + AgNO ₃ (aq) → Cu (NO ₃) ₂ + Ag (s)

Dette svarer til en redox-reaktion, hvor der sker en ændring i reaktanternes oxidationsnummer:

Cu ⁰ (s) + Ag ⁺ NO ₃ (aq) → Cu ²⁺ (NO ₃) ₂ + Ag (s) ⁰

Identificer den oxiderende og reducerende art

Den oxiderende art får elektroner ved at oxidere den reducerende art. Derfor falder oxidationstallet: det bliver mindre positivt. I mellemtiden stiger oxidationsantallet for den reducerende art, da den mister elektroner: det bliver mere positivt.

I den foregående reaktion oxideres kobber således, da det går fra Cu ⁰ til Cu ²⁺; og sølv reduceres, da det går fra Ag ⁺ til Ag ⁰. Kobber er den reducerende art, og sølv den oxiderende art.

Skriv halvreaktionerne og balanceatomer og -ladninger

Identificering af hvilke arter der vinder eller mister elektroner, skrives redoxhalvereaktioner for både reduktions- og oxidationsreaktioner:

Cu ⁰ → Cu ²⁺

Ag ⁺ → Ag ⁰

Kobber mister to elektroner, mens sølv får en. Vi placerer elektronerne i begge halvreaktioner:

Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^-

Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰

Bemærk, at belastningerne forbliver afbalancerede i begge halvreaktioner; men hvis de blev tilføjet sammen, ville loven om bevarelse af stof blive krænket: antallet af elektroner skal være lig i de to halvreaktioner. Derfor ganges den anden ligning med 2, og de to ligninger tilføjes:

(Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^-) x 1

(Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰) x 2

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ + 2e ^- → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰ + 2e ^-

Elektronerne annulleres, fordi de er på siderne af reaktanterne og produkterne:

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰

Dette er den globale ioniske ligning.

Udskift koefficienter for den ioniske ligning i den generelle ligning

Endelig overføres de støkiometriske koefficienter fra den forrige ligning til den første ligning:

Cu (s) + 2AgNO ₃ (aq) → Cu (NO ₃) ₂ + 2Ag (s)

Bemærk, at 2 var placeret med AgNO _3, fordi i dette salt er sølv som Ag ⁺, og det samme sker med Cu (NO ₃) ₂. Hvis denne ligning ikke er afbalanceret i slutningen, fortsætter vi med at udføre forsøget.

Ligningen, der blev foreslået i de foregående trin, kunne have været afbalanceret direkte ved prøve og fejl. Der er dog redoxreaktioner, der har brug for et surt (H ⁺) eller basisk (OH ^-) medium for at kunne finde sted. Når dette sker, kan det ikke afbalanceres, hvis man antager, at mediet er neutralt; som netop vist (hverken H ⁺ eller OH ^{- blev tilføjet}).

På den anden side er det praktisk at vide, at atomer, ioner eller forbindelser (for det meste oxider), hvor ændringerne i oxidationstal forekommer, er skrevet i halvreaktionerne. Dette vil blive fremhævet i øvelsessektionen.

- Balance i surt medium

Når mediet er syre, er det nødvendigt at stoppe ved de to halvreaktioner. Denne gang, når vi balanserer, ignorerer vi ilt- og brintatomer, og også elektroner. Elektronerne afbalanceres i sidste ende.

Derefter, på siden af ​​reaktionen med færre oxygenatomer, tilføjer vi vandmolekyler for at kompensere for det. På den anden side afbalancerer vi hydrogener med H ⁺ -ioner. Og endelig tilføjer vi elektronerne og fortsætter med at følge de generelle trin, der allerede er beskrevet.

- Balance i grundlæggende medium

Når mediet er basisk, fortsætter vi på samme måde som i det sure medium med en lille forskel: denne gang på den side, hvor der er mere ilt, vil et antal vandmolekyler lig med dette overskydende ilt være placeret; og på den anden side OH-ioner ^{- for} at kompensere for hydrogener.

Endelig er elektronerne afbalancerede, de to halvreaktioner tilsættes, og koefficienterne for den globale ioniske ligning er substitueret i den generelle ligning.

eksempler

Følgende afbalancerede og ubalancerede redox-ligninger tjener som eksempler til at se, hvor meget de ændrer sig efter anvendelse af denne balanceringsmetode:

P ₄ + ClO ^- → PO ₄ ^3- + Cl ^- (ubalanceret)

P ₄ + 10 ClO ^- + 6 H ₂ O → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 12 H ⁺ (afbalanceret surt medium)

P ₄ + 10 ClO ^- + 12 OH ^- → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 6 H ₂ O (afbalanceret basisk medium)

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- (ubalanceret)

3I ₂ + KNO ₃ + 3H ₂ O → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 6H ⁺ (afbalanceret syremedium)

Cr ₂ O ₂ ^7- + HNO ₂ → Cr ³⁺ + NO ₃ ^- (ubalanceret)

3HNO ₂ + 5H ⁺ + Cr ₂ O ₂ ^7- → 3NO 3+ 2Cr ³⁺ + 4H ₂ O (afbalanceret surt medium)

Øvelser

Øvelse 1

Balance mellem følgende ligning i basismedium:

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^-

Generelle trin

Vi begynder med at nedskrive oxidationsnumrene for de arter, som vi formoder at er blevet oxideret eller reduceret; i dette tilfælde jodatomer:

I ₂ ⁰ + KNO ₃ → I ^- + KI ⁵⁺ O ₃ + NO ₃ ^-

Bemærk, at jod oxideres og samtidig reduceres, så vi fortsætter med at skrive deres to respektive halvreaktioner:

I ₂ → I ^- (reduktion, for hver I ^- 1 elektron forbruges)

I ₂ → IO ₃ ^- (oxidation, for hver IO ₃ ^- 5 elektroner frigives)

I oxidationshalvereaktionen anbringer vi anionen IO ₃ ^- og ikke jodatom som I ⁵⁺. Vi afbalancerer jodatomer:

I ₂ → 2I ^-

I ₂ → 2IO ₃ ^-

Balance i grundlæggende medium

Nu fokuserer vi på at afbalancere oxidations semi-reaktionen i et basisk medium, da det har en iltet art. Vi tilføjer på produktsiden det samme antal vandmolekyler, som der er oxygenatomer:

I ₂ → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Og på venstre side afbalancerer vi hydrogener med OH ^-:

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Vi skriver de to halvreaktioner og tilføjer de manglende elektroner for at afbalancere de negative ladninger:

I ₂ + 2e ^- → 2I ^-

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O + 10e ^-

Vi udjævner antallet af elektroner i begge halvreaktioner og tilføjer dem:

(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 ^-

Elektronerne annulleres, og vi deler alle koefficienter med fire for at forenkle den globale ioniske ligning:

(12I ₂ + 24 OH ^- → 20I ^- + 4IO ₃ ^- + 12H ₂ O) x ¼

3I ₂ + 6OH ^- → 5I ^- + IO ₃ ^- + 3H ₂ O

Og til sidst erstatter vi koefficienterne for den ioniske ligning i den første ligning:

3I ₂ + 6OH ^- + KNO ₃ → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 3H ₂ O

Ligningen er allerede afbalanceret. Sammenlign dette resultat med afbalanceringen i surt medium i eksempel 2.

Øvelse 2

Balance følgende ligning i et surt medium:

Fe ₂ O ₃ + CO → Fe + CO ₂

Generelle trin

Vi ser på oxidationstallet for jern og kulstof for at finde ud af, hvilken af ​​de to, der er blevet oxideret eller reduceret:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ + C ²⁺ O → Fe ⁰ + C ⁴⁺ O ₂

Jern er reduceret, hvilket gør det til den oxiderende art. I mellemtiden er kulstoffet oxideret og opfører sig som den reducerende art. De pågældende halvreaktioner for oxidation og reduktion er:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ → Fe ⁰ (reduktion, for hver Fe 3-elektroner forbruges)

CO → CO ₂ (oxidation, for hver CO ₂ 2-elektroner frigives)

Bemærk, at vi skriver oxidet Fe ₂ O ₃, fordi det indeholder Fe ³⁺, snarere end blot at placere Fe ³⁺. Vi afbalancerer de nødvendige atomer undtagen ilt:

Fe ₂ O ₃ → 2Fe

CO → CO ₂

Og vi fortsætter med at udføre balanceringen i et surt medium i begge halvreaktioner, da der er iltede arter derimellem.

Balance i syre medium

Vi tilsætter vand for at afbalancere oksygener og derefter H ^{+ for} at afbalancere hydrogener:

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 ⁺

Nu afbalancerer vi ladningerne ved at placere elektronerne, der er involveret i halvreaktionerne:

6H ⁺ + 6e ^- + Fe ₂ O ₃ → 2Fe + 3H ₂ O

CO + H ₂ O → CO ₂ + 2H ⁺ + 2e ^-

Vi udligner antallet af elektroner i begge halvreaktioner og tilføjer dem:

(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 ^-

Vi annullerer elektroner, H ⁺ -ioner og vandmolekyler:

2Fe ₂ O ₃ + 6CO → 4Fe + 6CO ₂

Men disse koefficienter kan deles med to for at forenkle ligningen endnu mere, idet de har:

Fe ₂ O ₃ + 3CO → 2Fe + 3CO ₂

Dette spørgsmål opstår: var redoxbalancering nødvendig for denne ligning? Ved prøve og fejl ville det have været meget hurtigere. Dette viser, at denne reaktion forløber uanset mediets pH-værdi.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8. udgave). CENGAGE Læring.
2. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (22. september 2019). Sådan afbalancerer Redox-reaktioner. Gendannes fra: thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (05. juni 2019). Afbalancering af Redox-reaktioner. Kemi LibreTexts. Gendannes fra: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Øvelse 19: Justering af en redoxreaktion i basisk medium med to oxidationshalvreaktioner. Gendannes fra: quimitube.com
5. Washington University i St. Louis. (Sf). Øvingsproblemer: Redox-reaktioner. Gendannes fra: chemistry.wustl.edu
6. John Wiley & sønner. (2020). Sådan afbalancerer Redox ligninger. Gendannes fra: dummies.com
7. Rubén Darío OG (2015). Afbalancering af kemiske ligninger. Gendannes fra: aprendeenlinea.udea.edu.co