Schritte, Beispiele, Übungen zur Redox-Ausgleichsmethode

Das Redox-Ausgleichsmethode Es ist dasjenige, das es ermöglicht, die chemischen Gleichungen der Redoxreaktionen auszugleichen, was sonst Kopfschmerzen verursachen würde. Hier tauschen eine oder mehrere Arten Elektronen aus; derjenige, der sie spendet oder verliert, wird die oxidierende Spezies genannt, während derjenige, der sie akzeptiert oder gewinnt, die reduzierende Spezies.

Bei dieser Methode ist es wichtig, die Oxidationszahlen dieser Spezies zu kennen, da sie zeigen, wie viele Elektronen sie pro Mol gewonnen oder verloren haben. Dank dessen ist es möglich, die elektrischen Ladungen auszugleichen, indem die Elektronen in die Gleichungen geschrieben werden, als wären sie Reaktanten oder Produkte..

Das Bild oben zeigt, wie effektiv Elektronen und^- Sie werden als Reaktanten platziert, wenn die oxidierende Spezies sie gewinnt. und als Produkte, wenn die reduzierende Spezies sie verliert. Beachten Sie, dass es zum Ausgleich dieser Arten von Gleichungen erforderlich ist, die Konzepte der Oxidations- und Oxidationsreduktionszahlen zu beherrschen..

Die Art H.⁺, H._zweiO und OH^-, Abhängig vom pH-Wert des Reaktionsmediums ermöglicht es einen Redoxausgleich, weshalb es sehr häufig vorkommt, dass sie in Übungen gefunden werden. Wenn das Medium sauer ist, wenden wir uns dem H.⁺;; aber wenn im Gegenteil das Medium basisch ist, dann verwenden wir das OH^- zum rocken.

Die Art der Reaktion selbst bestimmt den pH-Wert des Mediums. Aus diesem Grund gibt die endgültige ausgeglichene Gleichung an, ob die H-Ionen wirklich entbehrlich sind oder nicht, obwohl sie unter der Annahme eines sauren oder basischen Mediums ausgeglichen werden können.⁺ und OH^-.

Artikelverzeichnis

• 1 Schritte
  • 1.1 - Allgemeines
  • 1.2 - Auswuchten in einem sauren Medium
  • 1.3 - Balancieren im Grundmedium
• 2 Beispiele
• 3 Übungen
  • 3.1 Übung 1
  • 3.2 Übung 2
• 4 Referenzen

Schritte

- Allgemeines

Überprüfen Sie die Oxidationszahlen der Reaktanten und Produkte

Nehmen Sie die folgende chemische Gleichung an:

Cu (s) + AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)_zwei + Ag (s)

Dies entspricht einer Redoxreaktion, bei der sich die Oxidationszahlen der Reaktanten ändern:

Cu⁰(s) + Ag⁺NICHT₃(ac) → Cu^zwei+(NICHT₃)_zwei + Ag (s)⁰

Identifizieren Sie die oxidierenden und reduzierenden Spezies

Die oxidierende Spezies gewinnt Elektronen durch Oxidation der reduzierenden Spezies. Daher nimmt seine Oxidationszahl ab: Es wird weniger positiv. Währenddessen nimmt die Oxidationszahl der reduzierenden Spezies zu, da sie Elektronen verliert: Sie wird positiver..

Somit wird Kupfer in der vorherigen Reaktion oxidiert, da es von Cu übergeht⁰ zu Cu^zwei+;; und Silber wird reduziert, wenn es von Ag übergeht⁺ zu Ag⁰. Kupfer ist die reduzierende Spezies und Silber die oxidierende Spezies.

Schreiben Sie die Halbreaktionen auf und gleichen Sie Atome und Ladungen aus

Um festzustellen, welche Spezies Elektronen gewinnen oder verlieren, werden die Redoxhalbreaktionen sowohl für die Reduktions- als auch für die Oxidationsreaktion geschrieben:

Cu⁰ → Cu^zwei+

Ag⁺ → Ag⁰

Kupfer verliert zwei Elektronen, während Silber eines gewinnt. Wir platzieren die Elektronen in beiden Halbreaktionen:

Cu⁰ → Cu^zwei+ + 2e^-

Ag⁺ + und^- → Ag⁰

Beachten Sie, dass die Lasten in beiden Halbreaktionen ausgeglichen bleiben. Wenn sie jedoch addiert würden, würde das Gesetz der Erhaltung der Materie verletzt: Die Anzahl der Elektronen muss in den beiden Halbreaktionen gleich sein. Daher wird die zweite Gleichung mit 2 multipliziert und die beiden Gleichungen addiert:

(Cu⁰ → Cu^zwei+ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + und^-  → Ag⁰) x 2 

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

Die Elektronen heben sich auf, weil sie sich an den Seiten der Reaktanten und Produkte befinden:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu^zwei+ + 2Ag⁰

Dies ist die globale Ionengleichung.

Ersetzen Sie Koeffizienten aus der Ionengleichung in die allgemeine Gleichung

Schließlich werden die stöchiometrischen Koeffizienten aus der vorherigen Gleichung auf die erste Gleichung übertragen:

Cu (s) + 2AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)_zwei + 2Ag (s)

Beachten Sie, dass 2 mit AgNO positioniert wurde₃ denn in diesem Salz ist das Silber wie Ag⁺, und das gleiche passiert mit Cu (NO₃)_zwei. Wenn diese Gleichung am Ende nicht ausgeglichen ist, führen wir den Versuch durch.

Die in den vorherigen Schritten vorgeschlagene Gleichung hätte direkt durch Versuch und Irrtum ausgeglichen werden können. Es gibt jedoch Redoxreaktionen, die ein saures Medium erfordern (H.⁺) oder basisch (OH^-) stattfinden. In diesem Fall kann es nicht ausgeglichen werden, wenn das Medium neutral ist. wie gerade gezeigt (nein H.⁺ und weder OH^-).

Andererseits ist es zweckmäßig zu wissen, dass die Atome, Ionen oder Verbindungen (meistens Oxide), in denen die Änderungen der Oxidationszahlen auftreten, in den Halbreaktionen geschrieben sind. Dies wird im Abschnitt Übungen hervorgehoben.

- Gleichgewicht in saurem Medium

Wenn das Medium sauer ist, müssen die beiden Halbreaktionen gestoppt werden. Dieses Mal ignorieren wir beim Ausgleich die Sauerstoff- und Wasserstoffatome sowie die Elektronen. Am Ende gleichen sich die Elektronen aus.

Dann fügen wir auf der Seite der Reaktion mit weniger Sauerstoffatomen Wassermoleküle hinzu, um dies auszugleichen. Auf der anderen Seite gleichen wir die Wasserstoffatome mit H-Ionen aus⁺. Und schließlich addieren wir die Elektronen und folgen den bereits beschriebenen allgemeinen Schritten..

- Balance im Grundmedium

Wenn das Medium basisch ist, geht man mit einem kleinen Unterschied genauso vor wie im sauren Medium: Diesmal befindet sich auf der Seite, auf der mehr Sauerstoff vorhanden ist, eine Anzahl von Wassermolekülen, die diesem überschüssigen Sauerstoff entsprechen; und auf der anderen Seite OH-Ionen^- Wasserstoff zu kompensieren.

Schließlich werden die Elektronen ausgeglichen, die beiden Halbreaktionen addiert und die Koeffizienten der globalen Ionengleichung in die allgemeine Gleichung eingesetzt.

Beispiele

Die folgenden ausgeglichenen und unausgeglichenen Redoxgleichungen dienen als Beispiele, um zu sehen, wie stark sie sich nach Anwendung dieser Ausgleichsmethode ändern:

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

P.₄ + 10 ClO^- + 6 h_zweiO → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 h⁺ (ausgeglichenes saures Medium)

P.₄ + 10 ClO^- + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 6 h_zweiO (ausgewogenes Medium Basic)

ich_zwei + KNO₃ → I.^- + KIO₃ + NICHT₃^- (unausgeglichen)

3I_zwei + KNO₃ + 3H_zweiO → 5I^- + KIO₃ + NICHT₃^- + 6H⁺ (ausgeglichenes saures Medium)

Cr_zweiODER_zwei^7- + HNO_zwei → Cr³⁺ + NICHT₃^{- -} (unausgeglichen)

3HNO_zwei + 5H⁺ + Cr_zweiODER_zwei^7- → 3NO₃^- +2Cr³⁺ + 4H_zweiO (ausgeglichenes saures Medium)

Ausbildung

Übung 1

Balancieren Sie die folgende Gleichung im Grundmedium:

ich_zwei + KNO₃ → I.^- + KIO₃ + NICHT₃^-

Allgemeine Schritte

Wir beginnen mit dem Schreiben der Oxidationszahlen der Spezies, von denen wir vermuten, dass sie oxidiert oder reduziert wurden. in diesem Fall die Jodatome:

ich_zwei⁰ + KNO₃ → I.^- + KI⁵⁺ODER₃ + NICHT₃^-

Beachten Sie, dass Jod oxidiert und gleichzeitig reduziert wird. Daher schreiben wir ihre beiden jeweiligen Halbreaktionen:

ich_zwei → I.^- (Reduktion für jedes I.^- 1 Elektron wird verbraucht)

ich_zwei  → IO₃^- (Oxidation für jedes IO₃^- 5 Elektronen werden freigesetzt)

In die Oxidationshalbreaktion setzen wir das Anion IO₃^-, und nicht das Jodatom wie ich⁵⁺. Wir gleichen die Jodatome aus:

ich_zwei → 2I^-

ich_zwei  → 2IO₃^-

Balance im Grundmedium

Jetzt konzentrieren wir uns darauf, die Oxidationshalbreaktion in einem basischen Medium auszugleichen, da es eine sauerstoffhaltige Spezies aufweist. Wir fügen auf der Produktseite die gleiche Anzahl von Wassermolekülen hinzu, wie es Sauerstoffatome gibt:

ich_zwei  → 2IO₃^- + 6H_zweiODER

Und auf der linken Seite gleichen wir die Wasserstoffatome mit OH aus^-::

ich_zwei  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_zweiODER

Wir schreiben die beiden Halbreaktionen und addieren die fehlenden Elektronen, um die negativen Ladungen auszugleichen:

ich_zwei + 2e^- → 2I^-

ich_zwei  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_zweiO + 10e^-

Wir gleichen die Anzahl der Elektronen in beiden Halbreaktionen aus und addieren sie:

(ICH_zwei + 2e^- → 2I^-) x 10

(ICH_zwei  + 12OH^- → 2IO₃^- + 6H_zweiO + 10e^-) x 2

12I_zwei + 24 OH^- + 20e^- → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_zweiO + 20e^-

Die Elektronen heben sich auf und wir teilen alle Koeffizienten durch vier, um die globale Ionengleichung zu vereinfachen:

(12I_zwei + 24 OH^-  → 20I^- + 4IO₃^- + 12H_zweiO) x ¼

3I_zwei + 6OH^- → 5I^- + IO₃^- + 3H_zweiODER

Und schließlich ersetzen wir die Koeffizienten der Ionengleichung in der ersten Gleichung:

3I_zwei + 6OH^- + KNO₃ → 5I^- + KIO₃ + NICHT₃^- + 3H_zweiODER

Die Gleichung ist bereits ausgeglichen. Vergleichen Sie dieses Ergebnis mit dem Ausgleich in saurem Medium von Beispiel 2.

Übung 2

Balancieren Sie die folgende Gleichung in einem sauren Medium:

Vertrauen_zweiODER₃ + CO → Fe + CO_zwei

Allgemeine Schritte

Wir untersuchen die Oxidationszahlen von Eisen und Kohlenstoff, um herauszufinden, welche der beiden oxidiert oder reduziert wurde:

Vertrauen_zwei³⁺ODER₃ + C.^zwei+O → Glaube⁰ + C.⁴⁺ODER_zwei

Eisen wurde reduziert, was es zur oxidierenden Spezies macht. In der Zwischenzeit wurde der Kohlenstoff oxidiert und verhält sich wie die reduzierende Spezies. Die betreffenden Halbreaktionen für Oxidation und Reduktion sind:

Vertrauen_zwei³⁺ODER₃ → Glaube⁰  (Reduktion, für jedes Fe werden 3 Elektronen verbraucht)

CO → CO_zwei (Oxidation für jedes CO_zwei 2 Elektronen werden freigesetzt)

Beachten Sie, dass wir das Oxid Fe schreiben_zweiODER₃, weil es Glauben enthält³⁺, anstatt nur das Fe zu platzieren³⁺. Wir gleichen die Atome aus, die benötigt werden, außer denen von Sauerstoff:

Vertrauen_zweiODER₃ → 2Fe

CO → CO_zwei

In beiden Halbreaktionen führen wir den Ausgleich in einem sauren Medium durch, da sich dazwischen sauerstoffhaltige Spezies befinden..

Gleichgewicht in saurem Medium

Wir fügen Wasser hinzu, um die Sauerstoffatome auszugleichen, und dann H.⁺ Wasserstoffatome auszugleichen:

Vertrauen_zweiODER₃ → 2Fe + 3H_zweiODER

6H⁺ +  Vertrauen_zweiODER₃ → 2Fe + 3H_zweiODER

CO + H._zweiO → CO_zwei

CO + H._zweiO → CO_zwei + 2H⁺

Jetzt gleichen wir die Ladungen aus, indem wir die an den Halbreaktionen beteiligten Elektronen platzieren:

6H⁺ +  6e^- + Vertrauen_zweiODER₃ → 2Fe + 3H_zweiODER

CO + H._zweiO → CO_zwei + 2H⁺ + 2e^-

Wir gleichen die Anzahl der Elektronen in beiden Halbreaktionen aus und addieren sie:

(6H⁺ +  6e^- + Vertrauen_zweiODER₃ → 2Fe + 3H_zweiO) x 2

(CO + H._zweiO → CO_zwei + 2H⁺ + 2e^-) x 6

12 h⁺ + 12e^- + 2Fe_zweiODER₃ + 6CO + 6H_zweiO → 4Fe + 6H_zweiO + 6CO_zwei + 12H⁺ + 12e^-

Wir heben die Elektronen auf, die H-Ionen⁺ und die Wassermoleküle:

2Fe_zweiODER₃ + 6CO → 4Fe + 6CO_zwei

Diese Koeffizienten können jedoch durch zwei geteilt werden, um die Gleichung noch weiter zu vereinfachen.

Vertrauen_zweiODER₃ + 3CO → 2Fe + 3CO_zwei

Es stellt sich die Frage: War für diese Gleichung ein Redoxausgleich erforderlich? Durch Versuch und Irrtum wäre es viel schneller gewesen. Dies zeigt, dass diese Reaktion unabhängig vom pH-Wert des Mediums abläuft..

Verweise

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8. Aufl.). CENGAGE Lernen.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. September 2019). Wie man Redoxreaktionen ausgleicht. Wiederhergestellt von :oughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (05. Juni 2019). Redoxreaktionen ausgleichen. Chemie LibreTexts. Wiederhergestellt von: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Aufgabe 19: Einstellung einer Redoxreaktion in basischem Medium mit zwei Oxidationshalbreaktionen. Wiederhergestellt von: quimitube.com
5. Washington Universität in St. Louis. (s.f.). Übungsprobleme: Redoxreaktionen. Wiederhergestellt von: chemie.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Wie man Redoxgleichungen ausbalanciert. Wiederhergestellt von: dummies.com
7. Rubén Darío O. G. (2015). Chemische Gleichungen ausgleichen. Wiederhergestellt von: aprendeenlinea.udea.edu.co