Kroky, příklady, cvičení redoxní metody vyvažování

The metoda redoxního vyvažování Je to ten, který umožňuje vyvážení chemických rovnic redoxních reakcí, které by jinak byly bolestí hlavy. Zde si jeden nebo více druhů vyměňuje elektrony; ten, kdo je daruje nebo ztratí, 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 získali nebo ztratili na mol. Díky tomu je možné vyvážit elektrické náboje zápisem elektronů do rovnic, jako by šlo o reaktanty nebo produkty..

Obrázek výše ukazuje, jak účinně elektrony, a^- jsou umístěny jako reaktanty, když je získá oxidující látka; a jako produkty, když je redukující druh ztratí. Všimněte si, že k vyvážení těchto typů rovnic je nutné zvládnout pojmy oxidace a oxidačně-redukční čísla..

Druh H⁺, H_dvaO a OH^-, V závislosti na pH reakčního média umožňuje redoxní vyvážení, a proto je velmi běžné je najít na cvičeních. Pokud je médium kyselé, obrátíme se na H⁺; ale pokud je naopak médium základní, použijeme OH^- na houpání.

Samotná povaha reakce určuje, jaké by mělo být pH média. To je důvod, proč, i když to může být vyvážené za předpokladu, že kyselé nebo zásadité médium, konečná vyvážená rovnice bude indikovat, zda jsou ionty H skutečně postradatelné nebo ne.⁺ a OH^-.

Rejstřík článků

• 1 kroky
  • 1.1 - Obecně
  • 1.2 - Vyvažování v kyselém prostředí
  • 1.3 - Vyrovnávání v základním médiu
• 2 Příklady
• 3 cvičení
  • 3.1 Cvičení 1
  • 3.2 Cvičení 2
• 4 Odkazy

Kroky

- Všeobecné

Zkontrolujte oxidační čísla reaktantů a produktů

Předpokládejme následující chemickou rovnici:

Cu (s) + AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)_dva + Ag (y)

To odpovídá redoxní reakci, při které dochází ke změně oxidačních čísel reaktantů:

Cu⁰(s) + Ag⁺NE₃(ac) → Cu^dva+(NE₃)_dva + Ag (y)⁰

Určete druhy oxidující a redukující

Oxidující druh získává elektrony oxidací redukujících druhů. Proto jeho oxidační číslo klesá: stává se méně pozitivním. Mezitím se zvyšuje oxidační číslo redukujících druhů, protože ztrácí elektrony: stává se pozitivnějším..

V předchozí reakci je tedy měď oxidována, protože přechází z Cu⁰ na Cu^dva+; a stříbro se redukuje, když přechází z Ag⁺ Ag⁰. Měď je redukujícím druhem a stříbro oxidujícím druhem.

Napište poloviční reakce a vyvažte atomy a náboje

Identifikace toho, které druhy získávají nebo ztrácejí elektrony, jsou redoxní poloviční reakce psány pro redukční i oxidační reakce:

Cu⁰ → Cu^dva+

Ag⁺ → Ag⁰

Měď ztrácí dva elektrony, zatímco stříbro získává jeden. Umístíme elektrony do obou poloreakcí:

Cu⁰ → Cu^dva+ + 2e^-

Ag⁺ + a^- → Ag⁰

Všimněte si, že zátěže zůstávají v obou poloreakcích vyvážené; pokud by se však sečetly, byl by porušen zákon zachování hmoty: počet elektronů musí být ve dvou poloreakcích stejný. Proto se druhá rovnice vynásobí 2 a přidají se dvě rovnice:

(Cu⁰ → Cu^dva+ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + a^-  → Ag⁰) x 2 

Cu⁰ + 2Ag⁺ + 2e^- → Cu^dva+ + 2Ag⁰ + 2e^-

Elektrony se ruší, protože jsou na stranách reaktantů a produktů:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu^dva+ + 2Ag⁰

Toto je globální iontová rovnice.

Substituční koeficienty z iontové rovnice do obecné rovnice

Nakonec se stechiometrické koeficienty z předchozí rovnice přenesou do první rovnice:

Cu (y) + 2AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)_dva + 2Ag (s)

Všimněte si, že 2 bylo umístěno s AgNO₃ protože v této soli je stříbro jako Ag⁺, a totéž se děje s Cu (NE₃)_dva. Pokud tato rovnice není na konci vyvážená, pokračujeme v pokusu.

Rovnice navržená v předchozích krocích mohla být vyvážena přímo metodou pokusu a omylu. Existují však redoxní reakce, které vyžadují kyselé médium (H⁺) nebo zásaditý (OH^-) se bude konat. Když k tomu dojde, nelze jej vyvážit za předpokladu, že médium je neutrální; jak je právě zobrazeno (bez H⁺ a ani OH^-).

Na druhou stranu je vhodné vědět, že atomy, ionty nebo sloučeniny (většinou oxidy), ve kterých dochází ke změnám v oxidačním čísle, jsou zapsány v poloreakcích. To bude zvýrazněno v sekci cvičení.

- Rovnováha v kyselém prostředí

Když je médium kyselé, je nutné se zastavit u dvou poloreakcí. Tentokrát při vyvažování ignorujeme atomy kyslíku a vodíku a také elektrony. Nakonec se elektrony vyrovnají.

Potom na stranu reakce s menším počtem atomů kyslíku přidáme molekuly vody, abychom to napravili. Na druhé straně vyrovnáváme vodíky s ionty H⁺. A nakonec přidáme elektrony a pokračujeme podle obecných kroků, které již byly popsány..

- Rovnováha v základním médiu

Když je médium zásadité, postupuje se stejným způsobem jako v kyselém prostředí s malým rozdílem: tentokrát na straně, kde je více kyslíku, bude umístěn počet molekul vody rovných tomuto přebytečnému kyslíku; a na druhé straně, OH ionty^- kompenzovat vodíky.

Nakonec jsou elektrony vyvážené, jsou přidány dvě poloviční reakce a koeficienty globální iontové rovnice jsou dosazeny do obecné rovnice.

Příklady

Následující vyvážené a nevyvážené redoxní rovnice slouží jako příklady, které ukazují, jak moc se mění po použití této metody vyvážení:

P₄ + ClO^- → PO₄^3- + Cl^- (nevyvážený)

P₄ + 10 ClO^- + 6 h_dvaO → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 h⁺ (vyvážené kyselé médium)

P₄ + 10 ClO^- + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 6 h_dvaO (vyvážený střední základní)

Já_dva + KNO₃ → já^- + KIO₃ + NE₃^- (nevyvážený)

3I_dva + KNO₃ + 3H_dvaO → 5I^- + KIO₃ + NE₃^- + 6H⁺ (vyvážené kyselé médium)

Cr_dvaNEBO_dva^7- + HNO_dva → Cr³⁺ + NE₃^- (nevyvážený)

3HNO_dva + 5H⁺ + Cr_dvaNEBO_dva^7- → 3NO₃^- +2Cr³⁺ + 4H_dvaO (vyvážené kyselé médium)

Výcvik

Cvičení 1

Vyvažte následující rovnici v základním médiu:

Já_dva + KNO₃ → já^- + KIO₃ + NE₃^-

Obecné kroky

Začneme psaním oxidačních čísel druhů, u kterých máme podezření, že byly oxidovány nebo sníženy; v tomto případě atomy jódu:

Já_dva⁰ + KNO₃ → já^- + KI⁵⁺NEBO₃ + NE₃^-

Všimněte si, že jód je oxidován a současně redukován, takže pokračujeme v psaní jejich dvou příslušných polovičních reakcí:

Já_dva → já^- (redukce, za každé I^- 1 elektron je spotřebován)

Já_dva  → IO₃^- (oxidace, pro každé IO₃^- Uvolněno 5 elektronů)

V oxidační poloreakci umístíme anion IO₃^-, a ne atom jodu jako já⁵⁺. Vyvažujeme atomy jódu:

Já_dva → 2I^-

Já_dva  → 2IO₃^-

Rovnováha v základním médiu

Nyní se zaměříme na vyvážení oxidační semireakce v základním médiu, protože obsahuje kyslíkaté druhy. Na stranu produktu přidáme stejný počet molekul vody, jako jsou atomy kyslíku:

Já_dva  → 2IO₃^- + 6H_dvaNEBO

A na levé straně vyrovnáváme vodíky s OH^-:

Já_dva  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_dvaNEBO

Napíšeme dvě poloviční reakce a přidáme chybějící elektrony, abychom vyvážili záporné náboje:

Já_dva + 2e^- → 2I^-

Já_dva  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_dvaO + 10e^-

Vyrovnáme počty elektronů v obou poloreakcích a přidáme je:

(Já_dva + 2e^- → 2I^-) x 10

(Já_dva  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_dvaO + 10e^-) x 2

12I_dva + 24 OH^- + 20e^- → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_dvaO + 20e^-

Elektrony se ruší a my dělíme všechny koeficienty čtyřmi, abychom zjednodušili globální iontovou rovnici:

(12I_dva + 24 OH^-  → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_dvaO) x ¼

3I_dva + 6OH^- → 5I^- + IO₃^- + 3H_dvaNEBO

A nakonec dosadíme koeficienty iontové rovnice v první rovnici:

3I_dva + 6OH^- + KNO₃ → 5I^- + KIO₃ + NE₃^- + 3H_dvaNEBO

Rovnice je již vyvážená. Porovnejte tento výsledek s vyvážením v kyselém prostředí z příkladu 2.

Cvičení 2

Vyvažte následující rovnici v kyselém prostředí:

Víra_dvaNEBO₃ + CO → Fe + CO_dva

Obecné kroky

Podíváme se na oxidační čísla železa a uhlíku, abychom zjistili, který z nich byl oxidován nebo snížen:

Víra_dva³⁺NEBO₃ + C^dva+O → víra⁰ + C⁴⁺NEBO_dva

Železo bylo sníženo, což z něj činí oxidující druhy. Mezitím byl uhlík oxidován a choval se jako redukční druh. Jedná se o tyto poloviční reakce na oxidaci a redukci:

Víra_dva³⁺NEBO₃ → Víra⁰  (redukce, pro každý spotřebovaný Fe 3 elektrony)

CO → CO_dva (oxidace, pro každý CO_dva Jsou uvolněny 2 elektrony)

Všimněte si, že píšeme oxid, Fe_dvaNEBO₃, protože obsahuje víru³⁺, místo pouhého umístění Fe³⁺. Vyvažujeme atomy, které jsou potřebné, kromě atomů kyslíku:

Víra_dvaNEBO₃ → 2Fe

CO → CO_dva

A přistoupíme k vyvážení v kyselém prostředí v obou poloreakcích, protože mezi nimi jsou kyslíkaté druhy..

Rovnováha v kyselém prostředí

Přidáme vodu k vyrovnání kyslíku a potom H⁺ k vyrovnání vodíků:

Víra_dvaNEBO₃ → 2Fe + 3H_dvaNEBO

6H⁺ +  Víra_dvaNEBO₃ → 2Fe + 3H_dvaNEBO

CO + H_dvaO → CO_dva

CO + H_dvaO → CO_dva + 2H⁺

Nyní vyrovnáváme náboje umístěním elektronů zapojených do polovičních reakcí:

6H⁺ +  6e^- + Víra_dvaNEBO₃ → 2Fe + 3H_dvaNEBO

CO + H_dvaO → CO_dva + 2H⁺ + 2e^-

Vyrovnáme počet elektronů v obou poloreakcích a přidáme je:

(6H⁺ +  6e^- + Víra_dvaNEBO₃ → 2Fe + 3H_dvaO) x 2

(CO + H_dvaO → CO_dva + 2H⁺ + 2e^-) x 6

12 h⁺ + 12e^- + 2 Fe_dvaNEBO₃ + 6CO + 6H_dvaO → 4Fe + 6H_dvaO + 6CO_dva + 12H⁺ + 12e^-

Zrušíme elektrony, ionty H.⁺ a molekuly vody:

2 Fe_dvaNEBO₃ + 6CO → 4Fe + 6CO_dva

Ale tyto koeficienty lze rozdělit dvěma, abychom ještě více zjednodušili rovnici, přičemž:

Víra_dvaNEBO₃ + 3CO → 2Fe + 3CO_dva

Vyvstává tato otázka: bylo pro tuto rovnici nutné redoxní vyvážení? Metodou pokusů a omylů by to bylo mnohem rychlejší. To ukazuje, že tato reakce probíhá bez ohledu na pH média..

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. vydání). Učení CENGAGE.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. září 2019). Jak vyvážit redoxní reakce. Obnoveno z: thoughtco.com
3. Ann Nguyen a Luvleen Brar. (5. června 2019). Vyvažování redoxních reakcí. Chemistry LibreTexts. Obnoveno z: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Cvičení 19: Úprava redoxní reakce v základním médiu se dvěma oxidačními poloreakcemi. Obnoveno z: quimitube.com
5. Washingtonská univerzita v St. Louis. (s.f.). Problémy s praxí: Redoxní reakce. Obnoveno z: chemistry.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Jak vyvážit redoxní rovnice. Obnoveno z: dummies.com
7. Rubén Darío O. G. (2015). Vyvažování chemických rovnic. Obnoveno z: aprendeenlinea.udea.edu.co