- Pakāpieni
- - ģenerālis
- Pārbaudiet reaģentu un produktu oksidācijas numurus
- Nosakiet oksidējošās un reducējošās sugas
- Uzrakstiet pusreakcijas un līdzsvarojiet atomus un lādiņus
- Jonu vienādojuma koeficientus aizstāj vispārīgajā vienādojumā
- - līdzsvars skābā vidē
- - līdzsvars pamata vidējā stāvoklī
- Piemēri
- Vingrinājumi
- 1. vingrinājums
- Vispārīgi soļi
- Bilance pamata vidējā stāvoklī
- 2. vingrinājums
- Vispārīgi soļi
- Līdzsvars skābā vidē
- Atsauces
Reducēšanās līdzsvarošanas metode ir tāds, kas ļauj līdzsvarot ķīmisko vienādojumus reducēšanās reakcijas, kas citādi varētu būt galvassāpes. Šeit viena vai vairākas sugas apmainās ar elektroniem; To, kas tos ziedo vai pazaudē, sauc par oksidējošajām sugām, savukārt par tiem, kas tos pieņem vai iegūst, par reducējošajām sugām.
Šajā metodē ir svarīgi zināt šo sugu oksidācijas numurus, jo tie atklāj, cik elektronu viņi ir ieguvuši vai pazaudējuši uz molu. Pateicoties tam, ir iespējams līdzsvarot elektriskos lādiņus, vienādojumos ierakstot elektronus tā, it kā tie būtu reaģenti vai produkti.
Redoksreakcijas vispārējās pusreakcijas kopā ar trim galvenajiem dalībniekiem to līdzsvarošanas laikā: H +, H2O un OH-. Avots: Gabriel Bolívar.
Augšējais attēls parāda, cik efektīvi elektroni, e - tiek novietoti kā reaģenti, kad oksidējošās sugas tos iegūst; un kā produktus, kad reducējošās sugas tos zaudē. Ņemiet vērā, ka, lai līdzsvarotu šāda veida vienādojumus, ir jāapgūst oksidācijas un oksidācijas-reducēšanās skaitļu jēdzieni.
H + H 2 O un OH - sugas , atkarībā no pH reakcijas vidē, ļauj reducēšanās balansēšana, kas ir iemesls, kāpēc tas ir ļoti bieži, lai atrastu tos vingrinājumi. Ja barotne ir skāba, mēs izmantojam H + ; bet, ja tieši pretēji vide ir pamata, tad mēs izmantojam OH - balansēšanai.
Pati reakcijas būtība nosaka vidējam pH līmenim. Tāpēc, lai gan līdzsvarojot var veikt pieņemot, skāba vai pamata vidi, galīgā līdzsvarota vienādojums būs norādīts, vai H + un OH - joni tiešām aizvietojamām vai ne .
Pakāpieni
- ģenerālis
Pārbaudiet reaģentu un produktu oksidācijas numurus
Pieņemiet šādu ķīmisko vienādojumu:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Tas atbilst redoksreakcijai, kurā mainās reaģentu oksidācijas skaitļi:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Nosakiet oksidējošās un reducējošās sugas
Oksidējošās sugas iegūst elektronus, oksidējot reducējošās sugas. Tāpēc tā oksidācijas skaits samazinās: tas kļūst mazāk pozitīvs. Tikmēr reducējošo sugu oksidācijas skaits palielinās, jo tā zaudē elektronus: tā kļūst pozitīvāka.
Tādējādi iepriekšējā reakcijā varš tiek oksidēts, jo tas pāriet no Cu 0 līdz Cu 2+ ; un sudrabs tiek samazināts, jo tas mainās no Ag + līdz Ag 0 . Varš ir reducējošās sugas, bet sudrabs - oksidējošās sugas.
Uzrakstiet pusreakcijas un līdzsvarojiet atomus un lādiņus
Nosakot, kuras sugas iegūst vai zaudē elektronus, tiek uzrakstītas redoksa pusreakcijas gan reducēšanās, gan oksidācijas reakcijās:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Varš zaudē divus elektronus, bet sudrabs iegūst vienu. Elektronus izvietojam abās pusreakcijās:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Ņemiet vērā, ka slodzes paliek līdzsvarotas abās pusreakcijās; bet, ja tos saskaita, tiks pārkāpts matērijas saglabāšanas likums: elektronu skaitam jābūt vienādam abās pusreakcijās. Tāpēc otro vienādojumu reizina ar 2 un pievieno divus vienādojumus:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Elektroni izslēdzas, jo atrodas reaģentu un produktu sānos:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Šis ir globālais jonu vienādojums.
Jonu vienādojuma koeficientus aizstāj vispārīgajā vienādojumā
Visbeidzot, stehiometriskie koeficienti no iepriekšējā vienādojuma tiek pārnesti uz pirmo vienādojumu:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Ņemiet vērā, ka 2 tika novietots ar AgNO 3, jo šajā sālī sudrabs ir tāds pats kā Ag + , un tas pats notiek ar Cu (NO 3 ) 2 . Ja beigās šis vienādojums nav līdzsvarots, mēs turpinām veikt izmēģinājumu.
Iepriekšējos soļos ierosināto vienādojumu varēja tieši līdzsvarot ar izmēģinājumu un kļūdu. Tomēr ir redoksreakcijas, kurām nepieciešama skāba (H + ) vai bāzes (OH - ) barotne . Kad tas notiek, to nevar līdzsvarot, pieņemot, ka vide ir neitrāla; kā tikko parādīts ( netika pievienots ne H +, ne OH ).
No otras puses, ir ērti zināt, ka atomi, joni vai savienojumi (galvenokārt oksīdi), kuros notiek oksidācijas skaita izmaiņas, tiek uzrakstīti pusreakcijās. Tas tiks uzsvērts vingrinājumu sadaļā.
- līdzsvars skābā vidē
Kad barotne ir skāba, ir jāapstājas pie divām pusreakcijām. Šoreiz, balansējot, mēs ignorējam skābekļa un ūdeņraža atomus, kā arī elektronus. Beigu beigās elektroni sabalansēsies.
Pēc tam reakcijas pusē ar mazāk skābekļa atomiem mēs pievienojam ūdens molekulas, lai to kompensētu. No otras puses, mēs sabalansējam ūdeņražus ar H + joniem . Visbeidzot, mēs pievienojam elektronus un turpinām, izpildot jau izklāstītos vispārīgos soļus.
- līdzsvars pamata vidējā stāvoklī
Kad barotne ir bāziska, tā notiek tādā pašā veidā kā skābā vidē ar nelielu atšķirību: šoreiz tajā pusē, kur ir vairāk skābekļa, atradīsies vairākas ūdens molekulas, kas vienādas ar šo lieko skābekli; un otrā pusē - OH joni - ūdeņraža kompensēšanai.
Visbeidzot, elektroni tiek līdzsvaroti, tiek pievienotas abas pusreakcijas, un vispārējā vienādojumā tiek aizstāti globālā jonu vienādojuma koeficienti.
Piemēri
Šie sabalansētie un nesabalansētie redox vienādojumi kalpo kā piemēri, lai redzētu, cik daudz tie mainās pēc šīs līdzsvarošanas metodes izmantošanas:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (nesabalansēts)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (sabalansēta skāba vide)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (sabalansēta bāzes vide)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (nesabalansēts)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (sabalansēta skāba vide)
Cr 2 O 2 7 + + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (nesabalansēts)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (sabalansēta skāba vide)
Vingrinājumi
1. vingrinājums
Pamata barotnē līdzsvaro šādu vienādojumu:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Vispārīgi soļi
Sākumā pierakstām to sugu oksidācijas numurus, kuras, mūsuprāt, ir oksidējušas vai reducējušas; šajā gadījumā joda atomi:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Ņemiet vērā, ka jods tiek oksidēts un tajā pašā laikā reducēts, tāpēc mēs turpinām rakstīt viņu abas atbilstošās pusreakcijas:
I 2 → I - (samazinājums, par katru I - 1 elektronu tiek patērēts)
I 2 → IO 3 - (oksidējas, katriem IO 3 - 5 izdalās elektroni)
Oksidācijas pusreakcijā mēs ievietojam anjonu IO 3 - , nevis joda atomu kā I 5+ . Mēs līdzsvarojam joda atomus:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Bilance pamata vidējā stāvoklī
Tagad mēs koncentrējamies uz oksidācijas pusreakcijas līdzsvarošanu pamata barotnē, jo tai ir sugas, kas ir skābekļa ietekmē. Produkta pusē mēs pievienojam tikpat daudz ūdens molekulu, cik ir skābekļa atomi:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
Un kreisajā pusē mēs līdzsvarojam ūdeņražus ar OH - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Mēs uzrakstām abas pusreakcijas un pievienojam trūkstošos elektronus, lai līdzsvarotu negatīvos lādiņus:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10 e -
Mēs izlīdzinām elektronu skaitu abās pusreakcijās un pievienojam tos:
(I 2 + 2e - → 2I - ) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10 e - ) x 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Elektroni izslēdzas un visus koeficientus dalām ar četriem, lai vienkāršotu globālo jonu vienādojumu:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
Visbeidzot, pirmajā vienādojumā mēs aizstājam jonu vienādojuma koeficientus:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Vienādojums jau ir līdzsvarots. Salīdziniet šo rezultātu ar līdzsvarošanu skābā vidē 2. piemērā.
2. vingrinājums
Skābā vidē līdzsvaro šādu vienādojumu:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Vispārīgi soļi
Mēs aplūkojam dzelzs un oglekļa oksidācijas numurus, lai uzzinātu, kurš no tiem ir oksidēts vai reducēts:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Dzelzs ir samazināts, padarot to par oksidējošām sugām. Tikmēr ogleklis ir oksidēts, rīkojoties kā reducējošās sugas. Attiecīgās oksidācijas un reducēšanas pusreakcijas ir:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (samazinājums, par katru patērēto Fe 3 elektronu)
CO → CO 2 (oksidējas, kad izdalās visi CO 2 2 elektroni)
Ņemiet vērā, ka mēs rakstām oksīdu Fe 2 O 3 , jo tas satur Fe 3+ , nevis tikai ievieto Fe 3+ . Mēs sabalansējam nepieciešamos atomus, izņemot skābekļa atomus:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
Un mēs turpinām balansēšanu skābā vidē abās pusreakcijās, jo starp tām ir skābekļa piedevas.
Līdzsvars skābā vidē
Mēs pievienojam ūdeni, lai līdzsvarotu skābekli, un pēc tam H +, lai līdzsvarotu ūdeņražus:
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 +
Tagad mēs līdzsvarojam lādiņus, ievietojot elektronus, kas iesaistīti pusreakcijās:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Mēs izlīdzinām elektronu skaitu abās pusreakcijās un pievienojam tos:
(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 -
Mēs atceļam elektronus, H + jonus un ūdens molekulas:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Bet šos koeficientus var dalīt ar diviem, lai vēl vairāk vienkāršotu vienādojumu:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Rodas šāds jautājums: vai šim vienādojumam bija nepieciešama redoksa līdzsvarošana? Ar izmēģinājumu un kļūdu būtu bijis daudz ātrāk. Tas parāda, ka šī reakcija norisinās neatkarīgi no barotnes pH.
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. gada 22. septembris). Kā līdzsvarot redoks reakcijas. Atgūts no: domaco.com
- Ann Nguyen un Luvleen Brar. (2019. gada 5. jūnijs). Redokso reakciju līdzsvarošana. Ķīmija LibreTexts. Atgūts no: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). 19. vingrinājums: redoksreakcijas pielāgošana bāzes vidē ar divām oksidācijas pusreakcijām. Atgūts no: quimitube.com
- Vašingtonas universitāte Sentluisā. (sf). Prakses problēmas: redoksēšanas reakcijas. Atgūts no: ķīmija.wustl.edu
- Džons Vilijs un dēli. (2020). Kā līdzsvarot redoksācijas vienādojumus. Atgūts no: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Ķīmisko vienādojumu līdzsvarošana. Atgūts no: aprendeenlinea.udea.edu.co