Redox-evenwichtsmethode stappen, voorbeelden, oefeningen

De redox-balanceringsmethode Het is degene die het mogelijk maakt de chemische vergelijkingen van de redoxreacties in evenwicht te brengen, wat anders hoofdpijn zou zijn. Hier wisselen een of meer soorten elektronen uit; degene die ze schenkt of verliest, wordt de oxiderende soort genoemd, terwijl degene die ze accepteert of verkrijgt, de reducerende soort wordt genoemd.

Bij deze methode is het essentieel om de oxidatiegetallen van deze soorten te kennen, omdat ze laten zien hoeveel elektronen ze per mol hebben gewonnen of verloren. Hierdoor is het mogelijk om de elektrische ladingen in evenwicht te brengen door de elektronen in de vergelijkingen te schrijven alsof het reactanten of producten zijn..

De afbeelding hierboven laat zien hoe effectief elektronen, en^- ze worden als reactanten geplaatst wanneer de oxiderende soort ze verkrijgt; en als producten wanneer de reducerende soort ze verliest. Merk op dat om dit soort vergelijkingen in evenwicht te brengen, het noodzakelijk is om de concepten van oxidatie en oxidatie-reductie getallen onder de knie te krijgen..

De soort H⁺, H._tweeO en OH^-, Afhankelijk van de pH van het reactiemedium, maakt het redoxbalancering mogelijk, daarom is het heel gebruikelijk om ze bij oefeningen te vinden. Als het medium zuur is, gaan we naar de H.⁺​maar als het medium daarentegen basaal is, gebruiken we de OH^- voor rocken.

De aard van de reactie zelf bepaalt wat de pH van het medium zou moeten zijn. Dat is de reden waarom, hoewel het kan worden gebalanceerd uitgaande van een zuur of basisch medium, de uiteindelijke uitgebalanceerde vergelijking zal aangeven of de H-ionen echt overbodig zijn of niet.⁺ en OH^-.

Artikel index

• 1 stappen
  • 1.1 - Algemeen
  • 1.2 - Balanceren in zuur medium
  • 1.3 - Balanceren in basismedium
• 2 voorbeelden
• 3 oefeningen
  • 3.1 Oefening 1
  • 3.2 Oefening 2
• 4 referenties

Stappen

- Algemeen

Controleer de oxidatiegetallen van de reactanten en producten

Veronderstel de volgende chemische vergelijking:

Cu (s) + AgNO₃(ac) → Cu (NO₃​_twee + Ag (en)

Dit komt overeen met een redoxreactie, waarbij een verandering optreedt in de oxidatiegetallen van de reactanten:

Cu⁰(s) + Ag⁺NIET₃(ac) → Cu^twee+(NIET₃​_twee + Ag (en)⁰

Identificeer de oxiderende en reducerende soorten

De oxiderende soort verkrijgt elektronen door de reducerende soort te oxideren. Daarom neemt het oxidatiegetal af: het wordt minder positief. Ondertussen neemt het oxidatiegetal van de reducerende soort toe, aangezien het elektronen verliest: het wordt positiever..

Dus in de vorige reactie wordt koper geoxideerd, omdat het uit Cu gaat⁰ naar Cu^twee+​en zilver wordt gereduceerd, aangezien het van Ag passeert⁺ naar Ag⁰. Koper is de reducerende soort en zilver de oxiderende soort.

Schrijf de halfreacties en breng atomen en ladingen in evenwicht

Om te bepalen welke soorten elektronen winnen of verliezen, worden de redox-halfreacties geschreven voor zowel de reductie- als oxidatiereacties:

Cu⁰ → Cu^twee+

Ag⁺ → Ag⁰

Koper verliest twee elektronen, terwijl zilver er één krijgt. We plaatsen de elektronen in beide halfreacties:

Cu⁰ → Cu^twee+ + 2e^-

Ag⁺ + en^- → Ag⁰

Merk op dat de belastingen in beide halfreacties in evenwicht blijven; maar als ze bij elkaar zouden worden opgeteld, zou de wet van behoud van materie worden geschonden: het aantal elektronen moet gelijk zijn in de twee halve reacties. Daarom wordt de tweede vergelijking vermenigvuldigd met 2 en worden de twee vergelijkingen opgeteld:

(Cu⁰ → Cu^twee+ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + en^-  → Ag⁰) x 2 

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

De elektronen worden opgeheven omdat ze zich aan de zijkanten van de reactanten en producten bevinden:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu^twee+ + 2Ag⁰

Dit is de globale Ionische vergelijking.

Vervang de coëfficiënten van de ionvergelijking door de algemene vergelijking

Ten slotte worden de stoichiometrische coëfficiënten uit de vorige vergelijking overgebracht naar de eerste vergelijking:

Cu (s) + 2AgNO₃(ac) → Cu (NO₃​_twee + 2Ag ('s)

Merk op dat 2 was gepositioneerd met AgNO₃ omdat in dit zout het zilver is als Ag⁺, en hetzelfde gebeurt met Cu (NO₃​_twee. Als deze vergelijking aan het einde niet in evenwicht is, gaan we verder met het uitvoeren van de proef.

De vergelijking die in de vorige stappen werd voorgesteld, had direct kunnen worden gecompenseerd door vallen en opstaan. Er zijn echter redoxreacties waarvoor een zuur medium (H.⁺) of basis (OH^-) plaats nemen. Wanneer dit gebeurt, kan het niet worden afgewogen, ervan uitgaande dat het medium neutraal is; zoals zojuist getoond (geen H⁺ en ook niet OH^-​.

Aan de andere kant is het handig om te weten dat de atomen, ionen of verbindingen (meestal oxiden) waarin de veranderingen in oxidatiegetallen optreden, worden geschreven in de halfreacties. Dit wordt gemarkeerd in het gedeelte met oefeningen.

- Balans in zuur medium

Als het medium zuur is, is het noodzakelijk om bij de twee halfreacties te stoppen. Deze keer negeren we bij het balanceren de zuurstof- en waterstofatomen, en ook de elektronen. Elektronen zullen uiteindelijk in evenwicht blijven.

Vervolgens, naast de reactie met minder zuurstofatomen, voegen we watermoleculen toe om dit goed te maken. Aan de andere kant balanceren we de waterstofatomen met H-ionen⁺. En tot slot voegen we de elektronen toe en gaan we verder door de algemene stappen te volgen die al zijn beschreven..

- Balans in basismedium

Als het medium basisch is, gaat men op dezelfde manier te werk als in het zure medium met een klein verschil: dit keer zal aan de kant waar meer zuurstof is, een aantal watermoleculen worden gelokaliseerd gelijk aan deze overmaat zuurstof; en aan de andere kant OH-ionen^- ter compensatie van waterstofatomen.

Ten slotte worden de elektronen gebalanceerd, worden de twee halfreacties opgeteld en worden de coëfficiënten van de globale ionvergelijking in de algemene vergelijking vervangen..

Voorbeelden

De volgende gebalanceerde en ongebalanceerde redoxvergelijkingen dienen als voorbeelden om te zien hoeveel ze veranderen na het toepassen van deze evenwichtsmethode:

P.₄ + ClO^- → PO₄^3- + Cl^- (onevenwichtig)

P.₄ + 10 ClO^- + 6 uur_tweeO → 4 PO₄^3- + 10 cl^- + 12 uur⁺ (uitgebalanceerd zuur medium)

P.₄ + 10 ClO^- + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 cl^- + 6 uur_tweeO (gebalanceerd medium basic)

ik_twee + KNO₃ → ik^- + KIO₃ + NIET₃^- (onevenwichtig)

3I_twee + KNO₃ + 3H_tweeO → 5I^- + KIO₃ + NIET₃^- + 6H⁺ (uitgebalanceerd zuur medium)

Cr_tweeOF_twee^7- + HNO_twee → Cr³⁺ + NIET₃^​ (onevenwichtig)

3HNO_twee + 5H⁺ + Cr_tweeOF_twee^7- → 3 NEE₃^- +2Cr³⁺ + 4H_tweeO (gebalanceerd zuur medium)

Opleiding

Oefening 1

Breng de volgende vergelijking in het basismedium in evenwicht:

ik_twee + KNO₃ → ik^- + KIO₃ + NIET₃^-

Algemene stappen

We beginnen met het schrijven van de oxidatienummers van de soorten waarvan we vermoeden dat ze zijn geoxideerd of verminderd; in dit geval de jodiumatomen:

ik_twee⁰ + KNO₃ → ik^- + KI⁵⁺OF₃ + NIET₃^-

Merk op dat jodium wordt geoxideerd en tegelijkertijd wordt verminderd, dus gaan we verder met het schrijven van hun twee respectieve halfreacties:

ik_twee → ik^- (vermindering, voor elke I^- 1 elektron wordt verbruikt)

ik_twee  → IO₃^- (oxidatie, voor elke IO₃^- 5 elektronen worden vrijgegeven)

In de oxidatiehalfreactie plaatsen we het anion IO₃^-, en niet het jodiumatoom zoals ik⁵⁺. We balanceren de jodiumatomen:

ik_twee → 2I^-

ik_twee  → 2IO₃^-

Balans in basismedium

Nu richten we ons op het balanceren van de semi-oxidatiereactie in een basismedium, omdat het een zuurstofrijk medium heeft. We voegen aan de productzijde hetzelfde aantal watermoleculen toe als er zuurstofatomen zijn:

ik_twee  → 2IO₃^- + 6H_tweeOF

En aan de linkerkant balanceren we de waterstofatomen met OH^-​

ik_twee  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_tweeOF

We schrijven de twee halve reacties en voegen de ontbrekende elektronen toe om de negatieve ladingen in evenwicht te brengen:

ik_twee + 2e^- → 2I^-

ik_twee  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_tweeO + 10e^-

We maken de aantallen elektronen in beide halfreacties gelijk en voegen ze toe:

(IK_twee + 2e^- → 2I^-) x 10

(IK_twee  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_tweeO + 10e^-) x 2

12I_twee + 24 OH^- + 20e^- → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_tweeO + 20e^-

De elektronen worden opgeheven en we delen alle coëfficiënten door vier om de globale ionvergelijking te vereenvoudigen:

(12I_twee + 24 OH^-  → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_tweeO) x ¼

3I_twee + 6OH^- → 5I^- + IO₃^- + 3H_tweeOF

En tot slot vervangen we de coëfficiënten van de ionvergelijking in de eerste vergelijking:

3I_twee + 6OH^- + KNO₃ → 5I^- + KIO₃ + NIET₃^- + 3H_tweeOF

De vergelijking is al in evenwicht. Vergelijk dit resultaat met het balanceren in zuur medium van voorbeeld 2.

Oefening 2

Breng de volgende vergelijking in evenwicht in een zuur medium:

Geloof_tweeOF₃ + CO → Fe + CO_twee

Algemene stappen

We kijken naar de oxidatiegetallen van ijzer en koolstof om erachter te komen welke van de twee is geoxideerd of verminderd:

Geloof_twee³⁺OF₃ + C^twee+O → Geloof⁰ + C⁴⁺OF_twee

IJzer is verminderd, waardoor het de oxiderende soort wordt. Ondertussen is de koolstof geoxideerd en gedraagt ​​zich als de reducerende soort. De betreffende halfreacties voor oxidatie en reductie zijn:

Geloof_twee³⁺OF₃ → Geloof⁰  (reductie, voor elk Fe worden 3 elektronen verbruikt)

CO → CO_twee (oxidatie, voor elke CO_twee 2 elektronen komen vrij)

Merk op dat we het oxide, Fe schrijven_tweeOF₃, omdat het geloof bevat³⁺, in plaats van alleen de Fe³⁺. We balanceren de atomen die nodig zijn, behalve die van zuurstof:

Geloof_tweeOF₃ → 2Fe

CO → CO_twee

En we gaan door met het in evenwicht brengen in een zuur medium in beide halfreacties, omdat er tussenin zitten zuurstofrijke soorten..

Balans in zuur medium

We voegen water toe om de zuurstofatomen in evenwicht te brengen, en dan H.⁺ om waterstofatomen in evenwicht te brengen:

Geloof_tweeOF₃ → 2Fe + 3H_tweeOF

6H⁺ +  Geloof_tweeOF₃ → 2Fe + 3H_tweeOF

CO + H_tweeO → CO_twee

CO + H_tweeO → CO_twee + 2H⁺

Nu balanceren we de ladingen door de elektronen te plaatsen die betrokken zijn bij de halfreacties:

6H⁺ +  6e^- + Geloof_tweeOF₃ → 2Fe + 3H_tweeOF

CO + H_tweeO → CO_twee + 2H⁺ + 2e^-

We maken het aantal elektronen in beide halfreacties gelijk en voegen ze toe:

(6H⁺ +  6e^- + Geloof_tweeOF₃ → 2Fe + 3H_tweeO) x 2

(CO + H_tweeO → CO_twee + 2H⁺ + 2e^-) x 6

12 uur⁺ + 12e^- + 2Fe_tweeOF₃ + 6CO + 6H_tweeO → 4Fe + 6H_tweeO + 6CO_twee + 12H⁺ + 12e^-

We annuleren de elektronen, de H-ionen⁺ en de watermoleculen:

2Fe_tweeOF₃ + 6CO → 4Fe + 6CO_twee

Maar deze coëfficiënten kunnen door twee worden gedeeld om de vergelijking nog meer te vereenvoudigen, met:

Geloof_tweeOF₃ + 3CO → 2Fe + 3CO_twee

Deze vraag rijst: was redox-balancering nodig voor deze vergelijking? Met vallen en opstaan ​​zou het veel sneller zijn geweest. Dit toont aan dat deze reactie verloopt ongeacht de pH van het medium..

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 september 2019). Hoe redoxreacties in evenwicht te brengen. Hersteld van: thoughtco.com
3. Ann Nguyen en Luvleen Brar. (05 juni 2019). Balanceren van redoxreacties. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Oefening 19: Aanpassing van een redoxreactie in basisch medium met twee oxidatiehalfreacties. Hersteld van: quimitube.com
5. Washington University in St. Louis. (s.f.). Oefenproblemen: Redox-reacties. Hersteld van: chemistry.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hoe Redox-vergelijkingen te balanceren Hersteld van: dummies.com
7. Rubén Darío O. G. (2015). Evenwichtige chemische vergelijkingen. Hersteld van: aprendeenlinea.udea.edu.co