- Kroky
- - Všeobecné
- Zkontrolujte oxidační čísla reakčních složek a produktů
- Identifikujte oxidující a redukující druhy
- Napište poloviční reakce a vyrovnejte atomy a náboje
- Substituční koeficienty iontové rovnice do obecné rovnice
- - Rovnováha v kyselém prostředí
- - Zůstatek v základním médiu
- Příklady
- Cvičení
- Cvičení 1
- Obecné kroky
- Zůstatek v základním médiu
- Cvičení 2
- Obecné kroky
- Rovnováha v kyselém prostředí
- Reference
Vyvažování Způsob redox je ten, který umožňuje vyrovnání chemické rovnice oxidačně redukčních reakcí, které by jinak byly bolest hlavy. Zde jeden nebo více elektronů pro výměnu druhů; ten, který je daruje nebo ztrácí, se nazývá oxidující druh, zatímco ten, který je přijímá nebo získává, redukující druh.
V této metodě je nezbytné znát oxidační čísla těchto druhů, protože odhalují, kolik elektronů získaly nebo ztratily na mol. Díky tomu je možné vyvážit elektrické náboje zapisováním elektronů do rovnic, jako by šlo o reaktanty nebo produkty.
Obecné poloreakce redoxní reakce společně se třemi protagonisty během jejich vyvažování: H +, H2O a OH-. Zdroj: Gabriel Bolívar.
Horní obrázek ukazuje, jak účinně jsou elektrony, e - umístěny jako reaktanty, když je získá oxidující druh; a jako produkty, když je redukující druh ztratí. Všimněte si, že k vyvážení tohoto typu rovnic je nutné zvládnout pojmy oxidace a oxidační redukce.
H +, H 2 O a OH - druh, v závislosti na hodnotě pH reakčního média, aby redox vyvažování, což je důvod, proč je velmi běžné najít v cvičení. Pokud je médium kyselé, uchýlíme se k H +; ale pokud je naopak médium základní, použijeme OH - pro vyvážení.
Povaha samotné reakce určuje, jaké by mělo být pH média. Proto, ačkoli vyvážení může být provedeno za předpokladu, že je kyselé nebo bazické médium, bude konečná vyvážená rovnice naznačovat, zda jsou ionty H + a OH - skutečně nepoužitelné.
Kroky
- Všeobecné
Zkontrolujte oxidační čísla reakčních složek a produktů
Předpokládejme následující chemickou rovnici:
Cu (y) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + Ag (y)
To odpovídá redoxní reakci, při které dochází ke změně oxidačních čísel reakčních složek:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3) 2 + Ag (y) 0
Identifikujte oxidující a redukující druhy
Oxidující druh získává elektrony oxidací redukujících druhů. Proto se jeho oxidační číslo snižuje: stává se méně pozitivním. Mezitím se oxidační číslo redukujícího druhu zvyšuje, protože ztrácí elektrony: stává se více pozitivní.
Tak, v předchozí reakce, měď oxiduje, protože se přechází z Cu 0 až Cu 2+; a stříbro je redukováno, jak to jde z Ag + na Ag 0. Měď je redukující druh a stříbro oxidující druh.
Napište poloviční reakce a vyrovnejte atomy a náboje
Zjistí se, které druhy získají nebo ztratí elektrony, jsou zapsány redoxní poloviční reakce pro redukční i oxidační reakce:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Měď ztratí dva elektrony, zatímco stříbro získá jeden. Umístíme elektrony do obou polovičních reakcí:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Všimněte si, že zatížení zůstávají vyvážená v obou polovičních reakcích; ale pokud by byly sčítány, byl by porušen zákon zachování hmoty: počet elektronů musí být stejný ve dvou polovičních reakcích. Proto je druhá rovnice vynásobena 2 a jsou přidány dvě rovnice:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e -) x 1
(Ag + + e - → Ag 0) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektrony se zruší, protože jsou na stranách reakčních složek a produktů:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Toto je globální iontová rovnice.
Substituční koeficienty iontové rovnice do obecné rovnice
Nakonec se stechiometrické koeficienty z předchozí rovnice převedou do první rovnice:
Cu (y) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (y)
Všimněte si, že 2 byla umístěna s AgNO 3, protože v tomto solném stříbře je Ag + a totéž se děje s Cu (NO 3) 2. Pokud tato rovnice není na konci vyvážená, přistoupíme k pokusu.
Rovnice navržená v předchozích krocích mohla být vyvážena přímo pokusem a omylem. Existují však redoxní reakce, které vyžadují kyselé (H +) nebo bazické (OH -) médium. Když k tomu dojde, nemůže být vyváženo za předpokladu, že médium je neutrální; jak bylo uvedeno (nebyl přidán ani H + ani OH -).
Na druhé straně je výhodné vědět, že atomy, ionty nebo sloučeniny (většinou oxidy), ve kterých dochází ke změnám oxidačních čísel, jsou zapsány v polo-reakcích. To bude zdůrazněno v části cvičení.
- Rovnováha v kyselém prostředí
Když je médium kyselé, je nutné zastavit dvě poloviční reakce. Tentokrát při vyvažování ignorujeme atomy kyslíku a vodíku a také elektrony. Nakonec se elektrony vyrovnají.
Poté, na straně reakce s menším počtem atomů kyslíku, přidáme molekuly vody, abychom to nahradili. Na druhé straně vodíky vyrovnáváme s ionty H +. Nakonec přidáme elektrony a postupujeme podle obecných kroků, které již byly nastíněny.
- Zůstatek v základním médiu
Když je médium zásadité, postupuje se stejně jako v kyselém prostředí s malým rozdílem: tentokrát na straně, kde je více kyslíku, bude umístěno množství molekul vody, které se rovná tomuto přebytečnému kyslíku; a na druhé straně OH ionty - pro kompenzaci vodíku.
Nakonec jsou elektrony vyváženy, jsou přidány dvě poloviční reakce a koeficienty globální iontové rovnice jsou nahrazeny obecnou rovnicí.
Příklady
Následující vyvážené a nevyvážené redoxní rovnice slouží jako příklady k tomu, jak se po použití této metody vyrovnávání změní.
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (nevyvážený)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (vyvážené kyselé médium)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (dáno základní médium)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (nevyvážený)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (vyvážené kyselé médium)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (nevyvážený)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3+ 2CR 3+ + 4H 2 O (dáno médium kyselina)
Cvičení
Cvičení 1
Rovnováhu následující rovnice v základním médiu:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Obecné kroky
Začneme tím, že si zapíšeme oxidační čísla druhů, o nichž se domníváme, že byly oxidovány nebo sníženy; v tomto případě atomy jodu:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Všimněte si, že jód je oxidován a současně redukován, takže pokračujeme v psaní jejich dvou příslušných polo-reakcí:
I 2 → I - (redukce, na každý spotřebovaný elektron I - 1)
I 2 → IO 3 - (oxidace, pro každý IO 3 - 5 elektronů se uvolní)
V oxidační poloviční reakci umístíme anion IO 3 - a ne atom jodu jako I 5+. Vyvažujeme atomy jodu:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Zůstatek v základním médiu
Nyní se zaměřujeme na vyvážení oxidační poloreakce v základním médiu, protože má okysličený druh. Na stranu produktu přidáváme stejný počet molekul vody jako atomy kyslíku:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
A na levé straně vyrovnáváme vodíky s OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6 H 2 O
Napíšeme dvě poloviční reakce a přidáme chybějící elektrony k vyrovnání záporných nábojů:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Vyrovnáme počet elektronů v obou polovičních reakcích a přidáme je:
(I 2 + 2e - → 2I -) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6 H 2 O + 10e -) x 2
12i 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Elektrony se zruší a my všechny koeficienty vydělíme čtyřmi, abychom zjednodušili globální iontovou rovnici:
(12i 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3 H 2 O
Nakonec nahradíme koeficienty iontové rovnice v první rovnici:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3 H 2 O
Rovnice je již vyrovnaná. Porovnejte tento výsledek s vyvažováním v kyselém médiu v příkladu 2.
Cvičení 2
Vyvažte následující rovnici v kyselém prostředí:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Obecné kroky
Podíváme se na oxidační čísla železa a uhlíku, abychom zjistili, které z nich bylo oxidováno nebo sníženo:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C4 + O 2
Železo bylo redukováno, což z něj dělá oxidující druh. Mezitím byl uhlík oxidován a choval se jako redukující druh. Poloviční reakce na oxidaci a redukci jsou:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (redukce, pro každý Fe 3 elektrony jsou spotřebovány)
CO → CO 2 (oxidace, pro každý CO 2 2 elektrony jsou uvolňovány)
Všimněte si, že píšeme oxid Fe 2 O 3, protože obsahuje Fe 3+, spíše než jen umístění Fe 3+. Vyrovnáváme potřebné atomy s výjimkou atomů kyslíku:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
A vyvažování provádíme v kyselém médiu v obou polo-reakcích, protože mezi nimi jsou okysličené druhy.
Rovnováha v kyselém prostředí
Přidáme vodu k vyrovnání kyslíků a poté H + k vyrovnání vodíků:
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 + 2 H +
Nyní vyrovnáváme poplatky umístěním elektronů zapojených do polovičních reakcí:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Vyrovnáme počet elektronů v obou polovičních reakcích a přidáme 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 + 6 H 2 O → 4Fe + 6 H 2 O + 6CO 2 + 12 H + + 12e -
Zrušujeme elektrony, ionty H + a molekuly vody:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Ale tyto koeficienty lze rozdělit dvěma, aby se ještě více zjednodušila rovnice, která má:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Vyvstává tato otázka: bylo pro tuto rovnici nutné redoxní vyvážení? Podle pokusu a omylu by to bylo mnohem rychlejší. To ukazuje, že tato reakce probíhá bez ohledu na pH média.
Reference
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie (8. ed.). CENGAGE Učení.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. září 2019). Jak vyvážit redoxní reakce. Obnoveno z: thinkco.com
- Ann Nguyen a Luvleen Brar. (5. června 2019). Vyvažování redoxních reakcí. Chemie LibreTexts. Obnoveno z: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Cvičení 19: Úprava redoxní reakce v základním médiu se dvěma oxidačními polovičními reakcemi. Obnoveno z: quimitube.com
- Louis University v St. Louis. (sf). Procvičte si problémy: Redoxní reakce. Obnoveno z: chemistry.wustl.edu
- John Wiley a synové. (2020). Jak vyvážit redoxní rovnice. Obnoveno z: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Vyvažování chemických rovnic. Obnoveno z: aprendeenlinea.udea.edu.co