- Кроки
- - Загальні
- Перевірте кількість окислювальних речовин та продуктів
- Визначте окислювальні та відновні види
- Напишіть напівреакції та збалансуйте атоми та заряди
- Замініть коефіцієнти іонного рівняння в загальне рівняння
- - баланс у кислому середовищі
- - Баланс у базовому середовищі
- Приклади
- Вправи
- Вправа 1
- Загальні кроки
- Баланс у базовому середовищі
- Вправа 2
- Загальні кроки
- Баланс в кислому середовищі
- Список літератури
Метод балансування окислювально - відновної є один , що дозволяє збалансувати хімічні рівняння окисно - відновних реакцій, які інакше були б головним болем. Тут один або кілька видів обмінюються електронами; той, хто дарує або втрачає їх, називається окислювальним видом, тоді як той, хто приймає або набуває їх, зменшує види.
У цьому методі важливо знати числа окиснення цих видів, оскільки вони виявляють, скільки електронів вони набрали чи втратили на моль. Завдяки цьому можна врівноважувати електричні заряди, записуючи електрони в рівняння так, ніби вони реагенти чи продукти.
Загальні напівреакції окислювально-відновлювальної реакції разом з трьома головними героями під час їх балансування: H +, H2O та OH-. Джерело: Габріель Болівар.
На верхньому зображенні показано, наскільки ефективно електрони, e - розміщуються як реагенти, коли окислювальний вид їх отримує; і як продукти, коли відновлюючі види їх втрачають. Зауважимо, що для врівноваження цього типу рівнянь необхідно опанувати поняття окислювальних та окислювально-відновних чисел.
Н + , Н 2 О та ОН - види , залежно від рН реакційної середовища, дозволяють окислювально-відновну рівновагу, через що їх дуже часто зустрічається у вправах. Якщо середовище кисле, ми вдаємося до Н + ; але якщо навпаки, середовище є основним, тоді ми використовуємо ОН - для врівноваження.
Характер самої реакції диктує, яким повинен бути рН середовища. Ось чому, хоча врівноваження може бути здійснено за умови кислого або основного середовища, остаточне збалансоване рівняння вкаже, чи справді Н + та ОН - іони справжні, чи ні .
Кроки
- Загальні
Перевірте кількість окислювальних речовин та продуктів
Припустимо таке хімічне рівняння:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Це відповідає окислювально-відновній реакції, при якій відбувається зміна кількості окислювальних речовин:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 0
Визначте окислювальні та відновні види
Окислювальний вид набирає електрони, окислюючи відновлюючі види. Тому його число окислення зменшується: воно стає менш позитивним. Тим часом кількість окислювальних видів, що відновлюються, збільшується, оскільки втрачає електрони: стає більш позитивною.
Таким чином, у попередній реакції мідь окислюється, оскільки вона переходить від Cu 0 до Cu 2+ ; а срібло зменшується, оскільки воно переходить від Ag + до Ag 0 . Мідь є відновлювальним видом, а срібло - окислювальним видом.
Напишіть напівреакції та збалансуйте атоми та заряди
Визначаючи, які види отримують або втрачають електрони, записуються окислювально-відновлювальні реакції як для реакцій відновлення, так і для окислення:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Мідь втрачає два електрони, а срібло - один. Ми розміщуємо електрони в обох напівреакціях:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
Зауважте, що навантаження залишаються збалансованими в обох напівреакціях; але якщо їх додати разом, закон збереження речовини був би порушений: кількість електронів повинно бути рівним у двох напівреакціях. Тому друге рівняння множимо на 2 і додаємо два рівняння:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Електрони відміняються, оскільки вони знаходяться на сторонах реагентів і продуктів:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Це глобальне іонне рівняння.
Замініть коефіцієнти іонного рівняння в загальне рівняння
Нарешті, стехіометричні коефіцієнти з попереднього рівняння переносяться в перше рівняння:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Зауважимо, що 2 розміщувався з AgNO 3, оскільки в цій солі срібло є як Ag + , і те ж саме відбувається з Cu (NO 3 ) 2 . Якщо це рівняння не є збалансованим наприкінці, ми переходимо до проведення випробування.
Рівняння, запропоноване в попередніх кроках, могло бути врівноважено безпосередньо методом проб і помилок. Однак є окислювально-відновлювальні реакції, для яких потрібна кисла (Н + ) або основна (ОН - ) середовище . Коли це відбувається, це не може бути збалансованим, вважаючи, що середовище є нейтральним; як тільки показано (ні H +, ні OH - не додано ).
З іншого боку, зручно знати, що атоми, іони або сполуки (в основному оксиди), в яких відбуваються зміни числа окиснення, записуються в напівреакціях. Це буде висвітлено у розділі вправ.
- баланс у кислому середовищі
Коли середовище є кислотним, необхідно зупинитися на двох напівреакціях. Цього разу при балансуванні ми ігноруємо атоми кисню та водню, а також електронів. Електрони врівноважуються.
Потім, на стороні реакції з меншою кількістю атомів кисню, ми додаємо молекули води, щоб компенсувати це. З іншого боку, ми врівноважуємо гідроген з іонами H + . І, нарешті, ми додаємо електрони і продовжуємо, дотримуючись загальних кроків, вже викладених.
- Баланс у базовому середовищі
Коли середовище є основним, воно протікає так само, як і в кислому середовищі з невеликою різницею: цього разу на стороні, де є більше кисню, буде розміщена кількість молекул води, що дорівнює цьому надлишковому кисню; а з іншого боку, іони ОН - для компенсації водню.
Нарешті, електрони врівноважуються, додаються дві напівреакції, а коефіцієнти глобального іонного рівняння підміняються загальним рівнянням.
Приклади
Наведені нижче врівноважені та незбалансовані відновно-відновні рівняння слугують прикладами, щоб побачити, наскільки вони змінюються після застосування цього методу балансування:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (незбалансований)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (збалансоване кислотне середовище)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (збалансоване основне середовище)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (незбалансований)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (збалансоване кислотне середовище)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (незбалансований)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (збалансоване кислотне середовище)
Вправи
Вправа 1
Збалансуйте наступне рівняння в базовій середовищі:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Загальні кроки
Ми починаємо із запису окислювальних номерів видів, які, як ми підозрюємо, були окислені або зменшені; в цьому випадку атоми йоду:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Зауважте, що йод окислюється і одночасно знижується, тому ми переходимо до запису їх двох відповідних напівреакцій:
I 2 → I - (зменшення, на кожен I - витрачається 1 електрон)
I 2 → IO 3 - (окислення для кожного IO 3 - 5 електронів)
У напівреакції окислення ми поміщаємо аніон IO 3 - , а не атом йоду як I 5+ . Ми врівноважуємо атоми йоду:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Баланс у базовому середовищі
Тепер ми зосередимось на збалансуванні окислювальної напівреакції в основному середовищі, оскільки вона має оксигенований вид. На стороні продукту ми додаємо стільки ж молекул води, скільки є атоми кисню:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
А з лівого боку врівноважуємо водневі речовини з ОН - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Запишемо дві напівреакції і додамо відсутні електрони, щоб збалансувати негативні заряди:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Ми зрівняємо числа електронів в обох напівреакціях і додамо їх:
(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 -
Електрони відміняються і ділимо всі коефіцієнти на чотири, щоб спростити глобальне іонне рівняння:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
І, нарешті, підставляємо коефіцієнти іонного рівняння в першому рівнянні:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
Рівняння вже врівноважене. Порівняйте цей результат з балансуванням у кислому середовищі в Прикладі 2.
Вправа 2
Збалансуйте таке рівняння в кислому середовищі:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Загальні кроки
Ми дивимося окислювальну кількість заліза та вуглецю, щоб з’ясувати, хто з них окислив чи відновив:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
Залізо знижується, що робить його окислювальним видом. Тим часом вуглець окислюється, виступаючи як відновлюючий вид. Зазначені напівреакції для окислення та відновлення:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (зменшення для кожного Fe 3 електронів витрачається)
CO → CO 2 (окислення для кожного виходу електронів CO 2 2)
Зауважимо, що ми пишемо оксид, Fe 2 O 3 , оскільки він містить Fe 3+ , а не просто розміщуючи Fe 3+ . Ми врівноважуємо необхідні атоми, крім кисню:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
І ми продовжуємо здійснювати балансування в кислому середовищі в обох напівреакціях, оскільки між ними є кисневі види.
Баланс в кислому середовищі
Ми додаємо воду, щоб збалансувати кисень, а потім Н +, щоб збалансувати гідрогени:
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 +
Тепер ми врівноважуємо заряди, розміщуючи електрони, що беруть участь у напівреакціях:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Ми зрівняємо кількість електронів в обох напівреакціях і додамо їх:
(6Н + + 6е - + 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 -
Ми скасовуємо електрони, іони H + та молекули води:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Але ці коефіцієнти можна розділити на два, щоб ще більше спростити рівняння, маючи:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Виникає таке питання: чи був необхідний для цього рівняння впорядкування відновлення? За допомогою спроб та помилок це було б набагато швидше. Це показує, що ця реакція протікає незалежно від рН середовища.
Список літератури
- Віттен, Девіс, Пек і Стенлі. (2008). Хімія (8-е видання). CENGAGE Навчання.
- Гельменстін, Анна Марі, к.т.н. (22 вересня 2019 р.). Як збалансувати реакції редокса. Відновлено з: thinkco.com
- Енн Нгуен і Лювлін Брер. (05 червня 2019 р.). Балансування реакцій Redox. Хімія LibreTexts. Відновлено з: chem.libretexts.org
- Кімітуб. (2012 р.). Вправа 19: Регулювання окислювально-відновлювальної реакції в основному середовищі з двома напівреакціями окислення. Відновлено з: quimitube.com
- Університет Вашингтона в Сент-Луїсі. (sf). Проблеми з практикою: Реакція повторного виведення. Відновлено: chemistry.wustl.edu
- Джон Вілі та сини. (2020). Як збалансувати рівняння Редокс. Відновлено з: dummies.com
- Рубен Даріо OG (2015). Балансування хімічних рівнянь. Відновлено з: aprendeenlinea.udea.edu.co