- Stappen
- - Algemeen
- Controleer oxidatiegetallen van reactanten en producten
- Identificeer de oxiderende en reducerende soorten
- Schrijf de halfreacties en breng atomen en ladingen in evenwicht
- Vervang de coëfficiënten van de ionvergelijking door de algemene vergelijking
- - Balans in zuur medium
- - Balans in basismedium
- Voorbeelden
- Opdrachten
- Oefening 1
- Algemene stappen
- Balans in basismedium
- Oefening 2
- Algemene stappen
- Balans in zuur medium
- Referenties
De redox-balanceringsmethode is er een waarmee de chemische vergelijkingen van redoxreacties in evenwicht kunnen worden gebracht, 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. Dankzij dit 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.
Algemene semi-reacties van een redoxreactie samen met de drie protagonisten tijdens hun balancering: H +, H2O en OH-. Bron: Gabriel Bolívar.
De bovenste afbeelding laat zien hoe effectief elektronen, e - als reactanten worden 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 H + , H 2 O en OH - soorten maken , afhankelijk van de pH van het reactiemedium, redoxbalancering mogelijk, en daarom is het heel gebruikelijk om ze bij oefeningen te vinden. Als het medium zuur is, nemen we onze toevlucht tot de H + ; maar als het medium daarentegen basaal is, gebruiken we de OH - voor het balanceren.
De aard van de reactie zelf bepaalt wat de pH van het medium moet zijn. Dat is de reden waarom, hoewel het balanceren kan worden uitgevoerd aan de hand van een zuur of basisch medium, de uiteindelijke uitgebalanceerde vergelijking zal aangeven of de H + - en OH - ionen echt overbodig zijn of niet .
Stappen
- Algemeen
Controleer oxidatiegetallen van reactanten en producten
Veronderstel de volgende chemische vergelijking:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Dit komt overeen met een redoxreactie, waarbij een verandering optreedt in de oxidatiegetallen van de reactanten:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + Ag (s) 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.
In de vorige reactie wordt koper dus geoxideerd, aangezien het van Cu 0 naar Cu 2+ gaat ; en zilver wordt gereduceerd, aangezien het van Ag + naar Ag 0 gaat . Koper is de reducerende soort en zilver de oxiderende soort.
Schrijf de halfreacties en breng atomen en ladingen in evenwicht
Om te identificeren welke soorten elektronen winnen of verliezen, worden de redox-halfreacties voor zowel de reductie- als oxidatiereacties geschreven:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Koper verliest twee elektronen, terwijl zilver er één krijgt. We plaatsen de elektronen in beide halfreacties:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
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:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
De elektronen worden opgeheven omdat ze zich aan de zijkanten van de reactanten en producten bevinden:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
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) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Merk op dat 2 werd gepositioneerd met AgNO 3 omdat in dit zout zilver is als Ag + , en hetzelfde gebeurt met Cu (NO 3 ) 2 . 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 die een zuur (H + ) of basisch (OH - ) medium nodig hebben om plaats te vinden. Wanneer dit gebeurt, kan het niet worden afgewogen door aan te nemen dat het medium neutraal is; zoals zojuist getoond (noch H + noch OH - werd toegevoegd ).
Aan de andere kant is het handig om te weten dat de atomen, ionen of verbindingen (meestal oxiden) waarin de veranderingen in oxidatiegetallen optreden, in de halfreacties worden geschreven. 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. De elektronen zullen uiteindelijk in evenwicht komen.
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 met de algemene stappen 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 - om waterstofatomen te compenseren.
Ten slotte worden de elektronen gebalanceerd, worden de twee halfreacties opgeteld en worden de coëfficiënten van de globale ionvergelijking in de algemene vergelijking opgenomen.
Voorbeelden
De volgende gebalanceerde en ongebalanceerde redoxvergelijkingen dienen als voorbeelden om te zien hoeveel ze veranderen na toepassing van deze evenwichtsmethode:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (ongebalanceerd)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (evenwichtig zuur medium)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (gebalanceerd basismedium)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (ongebalanceerd)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (gebalanceerd zuur medium)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (ongebalanceerd)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (gebalanceerd zuur medium)
Opdrachten
Oefening 1
Breng de volgende vergelijking in het basismedium in evenwicht:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Algemene stappen
We beginnen met het opschrijven van de oxidatiegetallen van de soorten waarvan we vermoeden dat ze zijn geoxideerd of verminderd; in dit geval de jodiumatomen:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Merk op dat jodium wordt geoxideerd en tegelijkertijd wordt verminderd, dus gaan we verder met het schrijven van hun twee respectieve halfreacties:
I 2 → I - (reductie, voor elke I - 1 elektron wordt verbruikt)
I 2 → IO 3 - (oxidatie voor elke IO 3 - 5 elektronen worden losgelaten)
In de oxidatiehalfreactie plaatsen we het anion IO 3 - , en niet het jodiumatoom als I 5+ . We balanceren de jodiumatomen:
Ik 2 → 2 ik -
I 2 → 2IO 3 -
Balans in basismedium
Nu richten we ons op het balanceren van de semi-oxidatiereactie in een basismedium, omdat het een zuurstofrijke soort heeft. We voegen aan de productzijde hetzelfde aantal watermoleculen toe als er zuurstofatomen zijn:
Ik 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
En aan de linkerkant balanceren we de waterstofatomen met OH - :
Ik 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
We schrijven de twee halve reacties en voegen de ontbrekende elektronen toe om de negatieve ladingen in evenwicht te brengen:
Ik 2 + 2e - → 2I -
Ik 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
We maken de aantallen elektronen in beide halfreacties gelijk en voegen ze toe:
(Ik 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 -
De elektronen worden opgeheven en we delen alle coëfficiënten door vier om de globale ionvergelijking te vereenvoudigen:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
En tot slot vervangen we de coëfficiënten van de ionvergelijking in de eerste vergelijking:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
De vergelijking is al in evenwicht. Vergelijk dit resultaat met het balanceren in zuur medium in voorbeeld 2.
Oefening 2
Breng de volgende vergelijking in evenwicht in een zuur medium:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Algemene stappen
We kijken naar de oxidatiegetallen van ijzer en koolstof om erachter te komen welke van de twee is geoxideerd of verminderd:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
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:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (reductie, voor elk Fe worden 3 elektronen verbruikt)
CO → CO 2 (oxidatie, voor elke CO 2 komen 2 elektronen vrij)
Merk op dat we het oxide, Fe 2 O 3 , schrijven omdat het Fe 3+ bevat , in plaats van alleen Fe 3+ te plaatsen . We balanceren de atomen die nodig zijn, behalve die van zuurstof:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
En we gaan verder met het uitvoeren van het balanceren in een zuur medium in beide semi-reacties, omdat er tussenin zitten zuurstofrijke soorten.
Balans in zuur medium
We voegen water toe om de zuurstofatomen in evenwicht te brengen, en vervolgens H + om de waterstofatomen in evenwicht te brengen:
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 balanceren we de ladingen door de elektronen te plaatsen die betrokken zijn bij de halfreacties:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
We maken het aantal elektronen in beide halfreacties gelijk en voegen ze toe:
(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 -
We annuleren elektronen, H + -ionen en watermoleculen:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Maar deze coëfficiënten kunnen door twee worden gedeeld om de vergelijking nog meer te vereenvoudigen, met:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
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
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie (8e ed.). CENGAGE Leren.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 september 2019). Hoe redoxreacties in evenwicht te brengen. Hersteld van: thoughtco.com
- Ann Nguyen en Luvleen Brar. (05 juni 2019). Redoxreacties in evenwicht brengen. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Oefening 19: Aanpassing van een redoxreactie in basismedium met twee oxidatiehalfreacties. Hersteld van: quimitube.com
- Washington University in St. Louis. (sf). Oefenproblemen: Redox-reacties. Hersteld van: chemistry.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Hoe Redox-vergelijkingen te balanceren. Hersteld van: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Evenwichtige chemische vergelijkingen. Hersteld van: aprendeenlinea.udea.edu.co