ertare.com

Cum de a echilibra o reacție de oxid de reducere (redox)

O reacție de reducere a oxidului, reducere-oxidare sau pur și simplu redox este o reacție chimică în care unul dintre reactivi este redus în timp ce celălalt este oxidat. Oxidarea-reducere se referă la transferul de electroni între elemente sau compuși și este desemnat în funcție de starea de oxidare. Un atom este oxidat când numărul său de oxidare crește și scade atunci când numărul său de oxidare scade. Reacțiile redox sunt esențiale pentru funcțiile de bază ale vieții, cum ar fi fotosinteza și respirația. Pentru a echilibra o reacție redox, este necesar să urmați mai mulți pași decât până la echilibrați o ecuație chimică regulată

. Cel mai important pas este acela de a identifica dacă reacția care are loc este într-adevăr o reacție redox.

pași

Partea 1
Identificați o reacție redox

Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 1
1
Aflați regulile pentru a atribui o stare de atribuire. Starea de oxidare a unei specii (fiecare element al ecuației) este un număr echivalent cu numărul de electroni care pot fi câștigați, pierduți sau împărțiți cu un alt element în timpul procesului de legare chimică. Există șapte reguli care vă vor permite să determinați starea de oxidare a unui element. Trebuie să le urmați în ordinea descrisă. Dacă două dintre reguli sunt în conflict, utilizați prima regulă pentru a atribui starea de oxidare (EDO).
  • Regula 1: un atom individual, singur, are un ODE de 0. De exemplu: Au, EDO = 0. CI2 De asemenea, are o ODE de 0, atâta timp cât nu este combinată cu un alt element.
  • Regula 2: ODE totală a tuturor atomilor dintr-o specie neutră este întotdeauna 0, dar într-un ion este egală cu sarcina acelui ion. EDO-ul moleculei trebuie să fie egal cu 0, dar EDO-ul fiecărui element al moleculei nu poate fi zero. De exemplu, H2Sau are o ODE de 0, fiecare atom de hidrogen are o ODE de +1, în timp ce atomul de oxigen are o ODE de -2. Ca ionul are o stare de oxidare de +2.
  • Regula 3: în compuși, metalele din grupa 1 au un ODE de +1 și metalele din grupa 2 au o ODE de +2.
  • Regula nr. 4: starea de oxidare a fluorului într-un compus este -1.
  • Regula nr. 5: starea de oxidare a hidrogenului într-un compus este +1.
  • Regula nr. 6: starea de oxidare a oxigenului într-un compus este -2.
  • Regula nr. 7: în compușii a două elemente în care cel puțin unul este un metal, elementele grupului 15 au o ODE de 3- acelea din grupul 16 au o ODE de -2 și cele din grupa 17 au o ODE de - 1.
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 2
    2
    Împărțiți reacția în două reacții pe jumătate. În timp ce reacțiile pe jumătate sunt reacții ipotetice, prin împărțirea ecuației puteți stabili cu ușurință dacă apare o reacție redox sau nu. Pentru aceasta, luați primul reactiv și scrieți-l ca o semi-reacție cu produsul care include elementul reactiv. Apoi luați cel de-al doilea reactiv și scrieți-l ca o reacție pe jumătate cu produsul care include elementul respectiv.
  • De exemplu, Fe + V2O3 ---> credință2O3 + VO este împărțită în următoarele două reacții pe jumătate.
  • Credință ---> credință2O3
  • V2O3 ---> VO
  • Dacă există un singur reactiv și două produse, creați o jumătate de reacție cu reactivul și primul produs și o jumătate de reacție cu reactivul și cu al doilea produs. Când, în cele din urmă, veți combina reacțiile pe jumătate, nu uitați să reluați din nou reactivii. Puteți face același lucru dacă există doi reactivi și un singur produs: utilizați fiecare reactiv cu același produs în jumătate de reacție.
  • ClO ---> Cl + ClO3
  • Semi-reacție 1: ClO ---> CI
  • Semi-reacție 2: ClO ---> ClO3
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 3
    3
    Alocați fiecărui element al ecuației starea sa de oxidare. Folosind cele șapte reguli de atribuire a stării de oxidare, determinați starea de oxidare a fiecărei specii a ecuației chimice date. Deși un compus poate fi neutru, elementele care compensează acest compus vor avea o stare de oxidare sub sarcină. Nu uitați să urmați regulile în ordinea stabilită.
  • În prima jumătate a reacției din exemplul anterior: ODE a atomului de Fe care este singur este 0 (regula nr. 1), ODE-ul Fe în credință2 este +3 (regulile 2 și 6) și OO de O în O3 este -2 (regula nr. 6).
  • În a doua jumătate a reacției: VO EDO în V2 este +3 (regulile # 2 și 6) în timp ce OO din O în O3 este -2 (regula nr. 6). EDO din V este +2 (regula nr. 2), în timp ce O este -2 (regula nr. 6).
  • Imaginea intitulată Reacții echilibrate de echilibru Pasul 4
    4
    Determinați dacă o specie este oxidată, iar cealaltă este redusă. Observând stările de oxidare ale fiecărei specii de jumătate de reacție, determină dacă una dintre specii este oxidată (crește starea de oxidare), în timp ce cealaltă este redusă (starea sa de oxidare scade).
  • În exemplul respectiv, prima jumătate de reacție este oxidată deoarece Fe începe cu o ODE de 0 și crește la 3. A doua jumătate de reacție este redusă deoarece V începe cu o ODE de +6 și scade la +2.
  • Pe măsură ce o specie se oxidează și cealaltă este redusă, atunci ecuația este o reacție de reducere a oxidului.

    • Partea 2
    Echilibrarea unei reacții redox într-o soluție neutră sau acidă

    Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 5
    1
    Împărțiți reacția în două reacții pe jumătate. Veți avea deja o ecuație împărțită în două reacții pe jumătate, deoarece trebuia să faceți acest lucru în etapa anterioară pentru a determina dacă a apărut sau nu o reacție redox. Dacă ați confirmat deja că este o reacție redox, atunci primul pas va fi împărțirea reacției în două reacții pe jumătate. Pentru aceasta, luați primul reactiv și scrieți-l ca o ecuație pe jumătate cu produsul care include elementul respectiv în reactiv. Apoi luați al doilea reactiv și scrieți-l ca o semi-reacție cu produsul care include elementul respectiv.
    • De exemplu, Fe + V2O3 ---> credință2O3 + VO este împărțită în următoarele două jumătăți de reacții:
    • Credință ---> credință2O3
    • V2O3 ---> VO
  • Dacă există un singur reactiv și două produse, creați o jumătate de reacție cu reactivul și primul produs și o jumătate de reacție cu reactivul și cu al doilea produs. Când la sfârșit veți combina jumătate de reacții, nu uitați să reintroduceți reactivii. Puteți face același lucru dacă există doi reactivi și un singur produs: utilizați fiecare reactiv cu același produs în jumătate de reacție.
  • ClO ---> Cl + ClO3
  • Semi-reacție 1: ClO ---> CI
  • Semi-reacție 2: ClO ---> ClO3
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 6
    2
    leagănă toate elementele ecuației, cu excepția hidrogenului și a oxigenului. Odată ce ați stabilit că apare o reacție redox, este timpul să o echilibrați. Începeți prin echilibrarea tuturor elementelor fiecărei jumătăți de reacție care nu sunt hidrogen (H) sau oxigen (O). Efectuați-l urmând acești pași:
  • Semi-reacția 1:
  • Credință ---> credință2O3
  • Pe partea stângă există 1 atom de Fe și 2 pe dreapta. Înmulțiți stânga cu 2 pentru a echilibra.
  • 2Fe ---> credință2O3
  • Semi-reacție 2:
  • V2O3 ---> VO
  • Există 2 atomi de V pe partea stângă și 1 pe partea dreaptă. Înmulțiți dreapta cu 2 pentru a echilibra.
  • V2O3 ---> 2VO
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 7
    3
    Echilibrează atomii de oxigen adăugând H2Sau pe partea opusă a reacției. Determinați numărul atomilor de oxigen din fiecare parte a ecuației. Echilibrați echilibrul adăugând molecule de apă pe partea care are mai puțini atomi de oxigen până când ambele părți sunt egale.
  • Semi-reacția 1:
  • 2Fe ---> credință2O3
  • Există 3 atomi de O în partea dreaptă și nici unul pe partea stângă. Adăugați 3 molecule de H2Sau pe partea stângă pentru a echilibra.
  • 2Fe + 3H2O ---> credință2O3
  • Semi-reacție 2:
  • V2O3 ---> 2VO
  • Există 3 atomi de O în partea stângă și doi pe partea dreaptă. Adăugați o moleculă de H2Sau pe partea dreaptă pentru a echilibra.
  • V2O3 ---> 2VO + H2O
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Etapa 8
    4
    Echilibrați atomii de hidrogen prin adăugarea lui H în partea opusă a ecuației. Așa cum ați făcut cu atomii de oxigen, acum determinați atomii de hidrogen pentru fiecare parte a ecuației. Apoi echilibrați-l adăugând atomi de H pe partea care are mai puțini atomi până când ambele părți sunt egale.
  • Semi-reacția 1:
  • 2Fe + 3H2O ---> credință2O3
  • Există 6 atomi pe partea stângă și nici unul pe partea dreaptă. Adăugați 6 H în partea dreaptă pentru a echilibra.
  • 2Fe + 3H2O ---> credință2O3 + 6H
  • Semi-reacție 2:
  • V2O3 ---> 2VO + H2O
  • Există 2 atomi de H pe partea dreaptă și nici unul pe partea stângă. Adăugați 2 H în partea stângă pentru a echilibra.
  • V2O3 + 2H ---> 2VO + H2O
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 9
    5
    Echilibrează încărcările prin adăugarea de electroni pe partea corespunzătoare a ecuației. Odată ce ați echilibrat hidrogenul și oxigenul, o parte a ecuației va fi mai pozitivă decât cealaltă. Adăugați suficienți electroni pe partea ecuației, care este mai pozitivă pentru a face încărcarea egală cu zero.
  • Electronii sunt aproape întotdeauna adăugați pe partea care are atomii de H.
  • Semi-reacția 1:
  • 2Fe + 3H2O ---> credință2O3 + 6H
  • Încărcarea din partea stângă a ecuației este 0, în timp ce cea din partea dreaptă are o încărcătură de 6+ datorită ionilor de hidrogen. Adăugați 6 electroni pe partea dreaptă pentru a echilibra.
  • 2Fe + 3H2O ---> credință2O3 + 6H + 6e
  • Semi-reacție 2:
  • V2O3 + 2H ---> 2VO + H2O
  • Încărcarea pe partea stângă a ecuației este de 2+, în timp ce cea din partea dreaptă este 0. Adăugați 2 electroni pe partea stângă pentru a face sarcina egală cu zero.
  • V2O3 + 2H + 2e ---> 2VO + H2O
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 10
    6
    Multiplicați fiecare jumătate de reacție cu un factor de scalare, astfel încât electronii să fie egali în cele două reacții pe jumătate. Trebuie să egalizați electronii de fiecare parte a ecuației, astfel încât atunci când adăugați cele două jumătăți de reacție electronii se anulează reciproc. Înmulțiți reacția prin cel puțin comun multiple a celor doi electroni pentru a le face egali.
  • Semi-reacția 1 are 6 electroni, în timp ce jumătate de reacție 2 are 2 electroni. Dacă multiplicați jumătate de reacție 2 cu 3, acesta va avea 6 electroni și va fi egal cu prima jumătate de reacție.
  • Semi-reacția 1:
  • 2Fe + 3H2O ---> credință2O3 + 6H + 6e
  • Semi-reacție 2:
  • V2O3 + 2H + 2e ---> 2VO + H2O
  • Înmulțiți cu 3: 3V2O3 + 6H + 6e ---> 6VO + 3H2O
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 11


    7
    Combinați cele două reacții pe jumătate. Scrieți toți reactivii din partea stângă a ecuației și toate produsele din partea dreaptă a ecuației. Veți observa că există termeni echivalenți pe ambele părți ale ecuației, cum ar fi H2O, H și e. Anulați termenii echivalenți, iar termenii care rămân vor forma o ecuație echilibrată.
  • 2Fe + 3H2O + 3V2O3 + 6H + 6e ---> credință2O3 + 6H + 6e + 6VO + 3H2O
  • Electronii de pe ambele părți ale ecuației vor fi anulați și rezultatul va fi: 2Fe + 3H2O + 3V2O3 + 6H ---> credință2O3 + 6H + 6VO + 3H2O
  • Există 3 ioni H2O și 6 pe fiecare parte a ecuației care sunt de asemenea anulate, lăsând ca rezultat următoarea ecuație finală echilibrată: 2Fe + 3V2O3 ---> credință2O3 + 6VO
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 12
    8
    Verificați cu atenție că fiecare parte a ecuației are aceeași sarcină. Odată ce ați terminat balanța, revizuiți ecuația pentru a vă asigura că încărcările sunt echilibrate pe ambele părți ale ecuației. Acuzațiile de pe fiecare parte trebuie să fie aceleași.
  • În partea dreaptă a ecuației: ODE din Fe este 0. În V2O3, EDO din V este +3 și O este -2. Înmulțind cu numărul atomilor fiecărui element, veți obține V = +3 x2 = 6 și O = -2 x 3 = -6. Taxele sunt anulate.
  • În partea stângă a ecuației: în Credință2O3, ODE din Fe este +3 și cea a lui O este -2. Se multiplică prin numărul de atomi ai fiecărui element, Fe = +3 x 2 = +6 și O = -2 x 3 = -6. Taxele sunt anulate. În VO, EDO a V este +2, în timp ce O este -2. Taxele sunt, de asemenea, anulate din această parte.
  • Deoarece toate încărcările sunt egale cu zero, ecuația este echilibrată corect.

    • Partea 3
    Echilibrează reacția redox într-o soluție de bază

    Imaginea intitulată Reacții de redistribuire a echilibrului Pasul 13
    1
    Împărțiți reacția în două reacții pe jumătate. Pentru a echilibra într-o soluție de bază, trebuie să urmați aceiași pași ca mai sus, doar cu un pas suplimentar la sfârșit. Din nou, ecuația ar trebui deja împărțită în două reacții pe jumătate, deoarece ar fi trebuit să o împărțiți în etapa anterioară pentru a determina dacă a apărut o reacție redox. Dacă ați confirmat deja că este o reacție redox, atunci primul pas va fi împărțirea ei în două reacții pe jumătate. Pentru aceasta, luați primul reactiv și scrieți-l ca o semi-reacție cu produsul care include elementul reactiv. Apoi luați cel de-al doilea reactiv și scrieți-l ca o reacție pe jumătate cu produsul care include elementul respectiv.
    • De exemplu, se echilibrează următoarea reacție într-o soluție bazică: Ag + Zn ---> Ag2O + Zn. Această reacție este împărțită în următoarele reacții pe jumătate:
    • Ag ---> Ag2O
    • Zn ---> Zn
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Etapa 14
    2
    leagănă toate elementele ecuației, cu excepția hidrogenului și a oxigenului. Odată ce ați stabilit că apare o reacție redox, este timpul să o echilibrați. Începeți prin echilibrarea tuturor elementelor fiecărei jumătăți de reacție care nu sunt hidrogen (H) sau oxigen (O). Efectuați-l urmând acești pași:
  • Semi-reacția 1:
  • Ag ---> Ag2O
  • Există un atom de Ag pe partea stângă 2 pe partea dreaptă. Înmulțiți stânga cu 2 pentru a echilibra.
  • 2Ag ---> Ag2O
  • Semi-reacție 2:
  • Zn ---> Zn
  • Există 1 atom Zn pe partea stângă și 1 în partea dreaptă, prin urmare ecuația este deja echilibrată.
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 15
    3
    Echilibrează atomii de oxigen adăugând H2Sau pe partea opusă a reacției. Determinați numărul atomilor de oxigen din fiecare parte a ecuației. Echilibrați echilibrul adăugând molecule de apă pe partea care are mai puțini atomi de oxigen până când ambele părți sunt egale.
  • Semi-reacția 1:
  • 2Ag ---> Ag2O
  • Nu există nici un atom O în partea stângă și unul în partea dreaptă. Adăugați o moleculă de H2Sau pe partea stângă pentru a echilibra.
  • H2O + 2Ag ---> Ag2O
  • Semi-reacție 2:
  • Zn ---> Zn
  • Nu există atomi de O pe ambele părți, prin urmare, ecuația este deja echilibrată.
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 16
    4
    Echilibrați atomii de hidrogen prin adăugarea lui H în partea opusă a ecuației. Așa cum ați făcut cu atomii de oxigen, acum determinați atomii de hidrogen pentru fiecare parte a ecuației. Apoi echilibrați-l adăugând atomi de H pe partea care are mai puțini atomi până când ambele părți sunt egale.
  • Semi-reacția 1:
  • H2O + 2Ag ---> Ag2O
  • Există 2 atomi H în partea stângă și nici unul în partea dreaptă. Adăugați 2 H în partea dreaptă pentru a echilibra.
  • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H
  • Semi-reacție 2:
  • Zn ---> Zn
  • Nu există atomi de H pe nici o parte, deci ecuația este deja echilibrată.
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 17
    5
    Echilibrează încărcările prin adăugarea de electroni pe partea corespunzătoare a ecuației. Odată ce ați echilibrat hidrogenul și oxigenul, o parte a ecuației va fi mai pozitivă decât cealaltă. Adăugați suficienți electroni pe partea ecuației, care este mai pozitivă pentru a face încărcarea egală cu zero.
  • Electronii sunt aproape întotdeauna adăugați pe partea care are atomii de H.
  • Semi-reacția 1:
  • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H
  • Încărcarea din partea stângă a ecuației este 0, în timp ce partea dreaptă are o încărcătură de 2+ datorită ionilor de hidrogen. Adăugați 2 electroni pe partea dreaptă pentru a echilibra.
  • H2O + 2Ag ---> Ag2O + 2H + 2e
  • Semi-reacție 2:
  • Zn ---> Zn
  • Încărcarea pe partea stângă a ecuației este de 2+, în timp ce cea din partea dreaptă este 0. Adăugați 2 electroni pe partea stângă pentru a face sarcina egală cu zero.
  • Zn + 2e ---> Zn
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibrare a echilibrului Pasul 18
    6
    Multiplicați fiecare jumătate de reacție cu un factor de scalare, astfel încât electronii să fie egali în cele două reacții pe jumătate. Trebuie să egalizați electronii de fiecare parte a ecuației, astfel încât atunci când adăugați cele două jumătăți de reacție electronii se anulează reciproc. Înmulțiți reacția prin cel puțin comun multiple a celor doi electroni pentru a le face egali.
  • În acest exemplu, ambele părți sunt deja echilibrate cu 2 electroni pe fiecare parte.
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 19
    7
    Combinați cele două reacții pe jumătate. Scrieți toți reactivii din partea stângă a ecuației și toate produsele din partea dreaptă a ecuației. Veți observa că există termeni echivalenți pe ambele părți ale ecuației, cum ar fi H2O, H și e. Anulați termenii echivalenți, iar termenii care rămân vor forma o ecuație echilibrată.
  • H2O + 2Ag + Zn + 2e ---> Ag2O + Zn + 2H + 2e
  • Electronii de pe ambele părți ale ecuației sunt anulate și ecuația va arăta astfel: H2O + 2Ag + Zn ---> Ag2O + Zn + 2H
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pas 20
    8
    Echilibrează ionii de hidrogen pozitivi cu ioni hidroxilici negativi. Ca echilibrare trebuie să o faci într-o soluție de bază, acum trebuie să anulați ionii de hidrogen. Adăugați aceeași cantitate de ioni OH pentru a echilibra ionii H. Când adăugați ionii OH, nu uitați să adăugați aceeași sumă pe ambele părți ale ecuației.
  • H2O + 2Ag + Zn ---> Ag2O + Zn + 2H
  • În partea dreaptă a ecuației există 2 ioni, ceea ce înseamnă că trebuie să adăugați 2 ioni OH pe ambele părți ale ecuației.
  • H2O + 2Ag + Zn + 2OH ---> Ag2O + Zn + 2H + 2OH
  • H combină cu OH pentru a forma o moleculă de apă (H2O), astfel încât ecuația va arăta astfel: H2O + 2Ag + Zn + 2OH ---> Ag2O + Zn + 2H2O
  • Puteți anula o moleculă de apă pe partea dreaptă și veți obține următoarea ecuație echilibrată: 2Ag + Zn + 2OH ---> Ag2O + Zn + H2O
  • Imaginea intitulată Reacții de echilibru de echilibru Pasul 21
    9
    Verificați cu atenție că fiecare parte a ecuației are o sarcină egală cu zero. După ce terminați echilibrarea, verificați bine ecuația pentru a vă asigura că încărcăturile sunt echilibrate pe ambele părți. Încărcările (starea de oxidare a tuturor elementelor) fiecărei părți a ecuației trebuie să fie egale cu zero.
  • În partea stângă a ecuației: Ag are o ODE de 0. Ionul Zn are o ODE de +2. În OH, EDO este -1, dar din moment ce există 2, sarcina totală este -2. +2 din Zn și -2 ai ionului OH sunt anulate și rămân la zero.
  • În partea dreaptă a ecuației: în Ag2Sau, Ag are o ODE de +1, în timp ce O este -2. Înmulțirea cu numărul de atomi de Ag = +1 x 2 = +2, -2 de O este anulată. Zn are o ODE de 0. De asemenea, molecula de apă are o ODE de 0.
  • Deoarece toate încărcările sunt egale cu zero, ecuația este echilibrată corect.
    • Distribuiți pe rețelele sociale:

    înrudit
    Cum de a îmbunătăți viteza de reacțieCum de a îmbunătăți viteza de reacție
    Cum sa dai un aspect vechi metaluluiCum sa dai un aspect vechi metalului
    Cum să eliminați oxidul de metalCum să eliminați oxidul de metal
    Cum să înțelegem iubirea ca o reacție chimicăCum să înțelegem iubirea ca o reacție chimică
    Cum se echilibrează ecuațiile chimiceCum se echilibrează ecuațiile chimice
    Cum se calculează randamentul procentual în chimieCum se calculează randamentul procentual în chimie
    Cum se calculează energia legăturiiCum se calculează energia legăturii
    Cum se găsește numărul atomicCum se găsește numărul atomic
    Cum de a găsi numărul de neutroni într-un atomCum de a găsi numărul de neutroni într-un atom
    Cum se găsește numărul de oxidareCum se găsește numărul de oxidare
    » » Cum de a echilibra o reacție de oxid de reducere (redox)

    © 2011—2020 ertare.com