REDOX BALANSERINGSMETOD: STEG, EXEMPEL, ÖVNINGAR - KEMI - 2025

Den redox balanserande metoden är en som tillåter balansering de kemiska ekvationer av redoxreaktioner, som annars skulle vara en huvudvärk. Här utbyter en eller flera arter elektroner; den som donerar eller förlorar dem kallas den oxiderande arten, medan den som accepterar eller får dem, den reducerande arten.

I denna metod är det viktigt att känna till oxidationstalen för dessa arter, eftersom de avslöjar hur många elektroner de har fått eller förlorat per mol. Tack vare detta är det möjligt att balansera de elektriska laddningarna genom att skriva elektronerna i ekvationerna som om de var reaktanter eller produkter.

Allmänna halvreaktioner av en redoxreaktion tillsammans med de tre huvudpersonerna under balanseringen: H +, H2O och OH-. Källa: Gabriel Bolívar.

Den övre bilden visar hur effektivt elektroner, e ^- placeras som reaktanter när den oxiderande arten får dem; och som produkter när den reducerande arten förlorar dem. Observera att för att balansera denna typ av ekvationer är det nödvändigt att behärska begreppen oxidation och oxidationsreduktionsnummer.

H ⁺ , H ₂ O och OH ^- arter , beroende på pH för reaktionsmediet, tillåter redox balansering, vilket är varför det är mycket vanligt att hitta dem i övningar. Om mediet är surt, tillämpar vi H ⁺ ; men om tvärtom är grundläggande, använder vi OH ^- för balansering.

Reaktionens natur dikterar vad pH-värdet för mediet ska vara. Det är därför, även om balansering kan utföras under antagande av ett surt eller basiskt medium, kommer den slutliga balanserade ekvationen att indikera om H ⁺ och OH ^- jonerna verkligen är dispenserbara eller inte .

Steg

- Allmänt

Kontrollera oxidationsantalet för reaktanter och produkter

Antag följande kemiska ekvation:

Cu (s) + AgNO ₃ (aq) → Cu (NO ₃ ) ₂ + Ag (s)

Detta motsvarar en redoxreaktion, i vilken en förändring sker i reaktanternas oxidationsnummer:

Cu ⁰ (s) + Ag ⁺ NO ₃ (aq) → Cu ²⁺ (NO ₃ ) ₂ + Ag (s) ⁰

Identifiera de oxiderande och reducerande arterna

Den oxiderande arten får elektron genom att oxidera den reducerande arten. Därför minskar dess oxidationsantal: det blir mindre positivt. Under tiden ökar antalet oxiderande för de reducerande arterna eftersom det tappar elektroner: det blir mer positivt.

Således, i den tidigare reaktionen, är koppar oxideras, eftersom det passerar från Cu ⁰ till Cu ²⁺ ; och silver reduceras, eftersom det går från Ag ⁺ till Ag ⁰ . Koppar är den reducerande arten och silver den oxiderande arten.

Skriv halvreaktionerna och balansera atomer och laddningar

Identifiering av vilka arter som får eller förlorar elektroner är redoxhalvreaktioner för både reduktions- och oxidationsreaktioner:

Cu ⁰ → Cu ²⁺

Ag ⁺ → Ag ⁰

Koppar tappar två elektroner, medan silver får en. Vi placerar elektronerna i båda halvreaktionerna:

Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^-

Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰

Observera att belastningarna förblir balanserade i båda halvreaktionerna; men om de läggs samman skulle lagen om bevarande av material kränkas: antalet elektroner måste vara lika i de två halvreaktionerna. Därför multipliceras den andra ekvationen med 2 och de två ekvationerna läggs till:

(Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^- ) x 1

(Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰ ) x 2

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ + 2e ^- → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰ + 2e ^-

Elektronerna avbryter eftersom de är på sidorna på reaktanterna och produkterna:

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰

Detta är den globala jonekvationen.

Byt ut koefficienter för jonekvationen i den allmänna ekvationen

Slutligen överförs de stökiometriska koefficienterna från den föregående ekvationen till den första ekvationen:

Cu (s) + 2AgNO ₃ (aq) → Cu (NO ₃ ) ₂ + 2Ag (s)

Observera att 2 placerades med AgNO ₃ eftersom silver i detta salt är som Ag ⁺ , och samma sak händer med Cu (NO ₃ ) ₂ . Om denna ekvation inte är balanserad i slutet fortsätter vi att genomföra rättegången.

Ekvationen som föreslogs i de föregående stegen kunde ha balanserats direkt av försök och fel. Det finns emellertid redoxreaktioner som behöver ett surt (H ⁺ ) eller basiskt (OH ^- ) medium för att kunna äga rum. När detta händer kan det inte balanseras om man antar att mediet är neutralt; som precis visas (varken H ⁺ eller OH ^{- lades till} ).

Å andra sidan är det bekvämt att veta att atomerna, jonerna eller föreningarna (mestadels oxider) där förändringarna i oxidationsantalet inträffar skrivs i halvreaktionerna. Detta kommer att markeras i övningsavsnittet.

- Balans i surt medium

När mediet är surt är det nödvändigt att stoppa vid de två halvreaktionerna. Den här gången när vi balanserar ignorerar vi syre- och väteatomerna och även elektronerna. Elektronerna kommer att balansera i slutändan.

Sedan, på sidan av reaktionen med färre syreatomer, lägger vi till vattenmolekyler för att kompensera det. På den andra sidan balanserar vi väten med H ⁺ -joner . Och slutligen lägger vi till elektronerna och fortsätter genom att följa de allmänna stegen som redan har beskrivits.

- Balans i grundmedium

När mediet är basiskt fortsätter man på samma sätt som i det sura mediet med en liten skillnad: den här gången på sidan där det finns mer syre kommer ett antal vattenmolekyler lika med detta överskott av syre att lokaliseras; och på andra sidan OH-joner ^{- för} att kompensera för väten.

Slutligen är elektronerna balanserade, de två halvreaktionerna läggs till och koefficienterna för den globala jonekvationen ersätts i den allmänna ekvationen.

exempel

Följande balanserade och obalanserade redoxekvationer tjänar som exempel för att se hur mycket de ändras efter att ha använt denna balansmetod:

P ₄ + ClO ^- → PO ₄ ^3- + Cl ^- (obalanserad)

P ₄ ^ 10 ClO ^- + 6 H ₂ O → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 12 H ⁺ (viktad syramedium)

P ₄ ^ 10 ClO ^- + 12 OH ^- → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 6 H ₂ O (viktad basiskt medium)

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- (obalanserad)

3I ₂ + KNO ₃ + 3H ₂ O → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 6H ⁺ (balanserat syremedium)

Cr ₂ O ₂ ^7- + HNO ₂ → cr ³⁺ + NO ₃ ^- (obalanserad)

3HNO ₂ + 5H ⁺ + Cr ₂ O ₂ ^7- → 3NO 3+ 2Cr ³⁺ + 4H ₂ O (viktad syramedium)

övningar

Övning 1

Balansera följande ekvation i grundmedium:

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^-

Allmänna steg

Vi börjar med att skriva ner oxidationsantalet för de arter som vi misstänker ha oxiderats eller minskat; i detta fall jodatomerna:

I ₂ ⁰ + KNO ₃ → I ^- + KI ⁵⁺ O ₃ + NO ₃ ^-

Observera att jod oxideras och samtidigt reduceras, så vi fortsätter att skriva deras två respektive halvreaktioner:

I ₂ → I ^- (reduktion, för varje I ^- 1 elektron konsumeras)

I ₂ → IO ₃ ^- (oxidation, för varje IO ₃ ^- 5 elektroner frigörs)

I oxidationshalvreaktionen placerar vi anjonen IO ₃ ^- och inte jodatom som I ⁵⁺ . Vi balanserar jodatomerna:

I ₂ → 2I ^-

I ₂ → 2IO ₃ ^-

Balans i grundläggande medium

Nu fokuserar vi på att balansera oxidationshalvreaktionen i ett basiskt medium, eftersom det har en syresatt art. Vi lägger till på produktsidan samma antal vattenmolekyler som det finns syreatomer:

I ₂ → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Och på vänster sida balanserar vi väten med OH ^- :

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Vi skriver de två halvreaktionerna och lägger till de saknade elektronerna för att balansera de negativa laddningarna:

I ₂ + 2e ^- → 2I ^-

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O + 10e ^-

Vi utjämnar antalet elektroner i båda halvreaktionerna och lägger till dem:

(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 ^-

Elektronerna avbryter och vi delar alla koefficienter med fyra för att förenkla den globala jonekvationen:

(12I ₂ + 24 OH ^- → 20I ^- + 4IO ₃ ^- + 12H ₂ O) x ¼

3I ₂ + 6OH ^- → 5I ^- + IO ₃ ^- + 3H ₂ O

Och slutligen ersätter vi koefficienterna för den joniska ekvationen i den första ekvationen:

3I ₂ + 6OH ^- + KNO ₃ → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 3H ₂ O

Ekvationen är redan balanserad. Jämför detta resultat med balanseringen i surt medium i exempel 2.

Övning 2

Balansera följande ekvation i ett surt medium:

Fe ₂ O ₃ + CO → Fe + CO ₂

Allmänna steg

Vi tittar på oxidationsantalet för järn och kol för att ta reda på vilken av de två som har oxiderats eller minskat:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ + C ²⁺ O → Fe ⁰ + C ⁴⁺ O ₂

Järn har reducerats, vilket gör det till den oxiderande arten. Under tiden har kolet oxiderats och uppför sig som den reducerande arten. De berörda halvreaktionerna för oxidation och reduktion är:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ → Fe ⁰ (reduktion, för varje Fe 3-elektroner konsumeras)

CO → CO ₂ (oxidation, för varje CO ₂ 2-elektroner frigörs)

Observera att vi skriver oxiden Fe ₂ O ₃ eftersom den innehåller Fe ³⁺ snarare än att bara placera Fe ³⁺ . Vi balanserar de atomer som behövs förutom syre:

Fe ₂ O ₃ → 2Fe

CO → CO ₂

Och vi fortsätter att utföra balanseringen i ett surt medium i båda halvreaktionerna, eftersom det finns syresatta arter däremellan.

Balans i surt medium

Vi lägger till vatten för att balansera oxygens, och sedan H ^{+ för} att balansera vätgaserna:

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 ⁺

Nu balanserar vi laddningarna genom att placera elektronerna som är involverade i halvreaktionerna:

6H ⁺ + 6e ^- + Fe ₂ O ₃ → 2Fe + 3H ₂ O

CO + H ₂ O → CO ₂ + 2H ⁺ + 2e ^-

Vi utjämnar antalet elektroner i båda halvreaktionerna och lägger till dem:

(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 ^-

Vi avbryter elektroner, H ⁺ -joner och vattenmolekyler:

2Fe ₂ O ₃ + 6CO → 4Fe + 6CO ₂

Men dessa koefficienter kan delas med två för att förenkla ekvationen ännu mer med:

Fe ₂ O ₃ + 3CO → 2Fe + 3CO ₂

Denna fråga uppstår: var redoxbalansering nödvändig för denna ekvation? Genom prov och fel skulle det ha gått mycket snabbare. Detta visar att denna reaktion fortskrider oavsett mediets pH.

referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 september 2019). Hur man balanserar redoxreaktioner. Återställd från: thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (05 juni 2019). Balansera redoxreaktioner. Kemi LibreTexts. Återställd från: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Övning 19: Justering av en redoxreaktion i basmedium med två oxidationshalvreaktioner. Återställd från: quimitube.com
5. Washington University i St. Louis. (Sf). Öva problem: Redoxreaktioner. Återställd från: kemi.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hur man balanserar redoxekvationer. Återställd från: dummies.com
7. Rubén Darío OG (2015). Balansera kemiska ekvationer. Återställd från: aprendeenlinea.udea.edu.co