Balancieren Redoxreaktionen - Chemie LibreTexts
Redoxreaktionen. oder Redox-Reaktionen sind Reaktionen, in denen ein Reaktant oxidiert wird und ein Reaktant wird gleichzeitig reduziert. Dieses Modul zeigt, wie verschiedene Redox-Gleichungen balancieren.
Identifizierung von Redox-Reaktionen
Der erste Schritt in jedem Redoxreaktion Auswuchten ist die Bestimmung, ob oder nicht es ist sogar eine Oxidations-Reduktionsreaktion, die die Art zeigt wechselnde Oxidationsstufen während der Reaktion erfordert. Zur Ladungsneutralität in der Probe aufrechtzuerhalten, wird die Redox-Reaktion zur Folge hat sowohl eine Reduktionskomponente und eine Oxidationskomponente und wird oft in unabhängige zwei hypothetischen Halbreaktionen getrennt zu helfen, die Reaktion zu verstehen. Dies erfordert, zu identifizieren, welches Element oxidiert wird und das Element verringert wird. Betrachten wir zum Beispiel diese Reaktion:
\ [Cu (s) + 2 ^ Ag + (aq) \ rightarrow Cu ^ (aq) + 2 Ag (s) \ label \]
Der erste Schritt bei der Bestimmung, ob die Reaktion eine Redox-Reaktion ist die Gleichung in zwei hypothetischen Halbreaktionen zu splitten. Beginnen wir mit dem Halbreaktion starten, um die Kupferatome beteiligt:
\ [Cu (e) \ rightarrow Cu ^ (aq) \ label \]
Die Oxidationsstufe des Kupfers auf der linken Seite 0 ist, weil es ein Element für mich ist. Der Oxidationszustand von Kupfer auf der rechten Seite der Gleichung ist +2. Das Kupfer in dieser Halbreaktion wird als die Oxidationszustände erhöht sich von 0 bis + 2 in Cu in Cu 2 + oxidiert. Jetzt die Silberatome betrachten
\ [2 ^ Ag + (aq) \ rightarrow 2 Ag (s) \ label \]
Somit ist diese Reaktion eine Redoxreaktion sowohl als Reduktions- und Oxidationshalbreaktionen auftreten (über die Übertragung von Elektronen, die in den Gleichungen nicht explizit dargestellt sind, 2). Nach der Bestätigung, ist es oft notwendig, die Reaktion (die Reaktion in Gleichung 1 ausgeglichen ist bereits though) ausgleichen, die auf zwei Wegen erreicht werden kann, weil die Reaktion in neutralen, sauren oder basischen Bedingungen nehmen könnte.
Balancieren Redoxreaktionen
Balancing Redox-Reaktionen ist etwas komplexer als Standardreaktionen ausgleichend, aber folgt noch einen relativ einfachen Satz von Regeln. Ein wichtiger Unterschied ist die Notwendigkeit, die Halbreaktionen der beteiligten Reaktanden zu kennen; ein halber Reaktionstisch ist hierfür sehr nützlich. Halbreaktionen sind oft nützlich, dass zwei Halbreaktionen hinzugefügt werden kann, eine Gesamtnetto Gleichung zu erhalten. Obwohl die Halbreaktionen bekannt sein muss eine Redox-Reaktion zu vervollständigen, ist es oft möglich, sie ohne herauszufinden, um eine Halbreaktion Tabelle zu verwenden. Dies wird in den sauren und basischen Lösungsbeispiele demonstriert. Neben den allgemeinen Regeln für die neutralen Bedingungen müssen zusätzliche Regeln für wässrige Reaktionen in sauren oder basischen Bedingungen angewendet werden.
Das verwendete Verfahren Redoxreaktionen auszubalancieren ist die Halb Equation Method bezeichnet. Bei diesem Verfahren wird die Gleichung in zwei Halb Gleichungen getrennt ist; eine für Oxidation und eine für die Reduktion.
Jede Gleichung wird ausgeglichen durch Koeffizienten und das Hinzufügen von H 2 O, H + eingestellt wird. und e - in dieser Reihenfolge:
neutrale Bedingungen
Der erste Schritt, jede Redoxreaktion auszubalancieren ist, die Reaktion in Halbreaktionen zu trennen. Die Substanz reduziert werden Elektronen als Reaktanden aufweisen und die oxidierte Substanz Elektronen als Produkte. (In der Regel alle Reaktionen werden als Reduktionsreaktionen geschrieben in Halbreaktion Tabellen. Oxidations zu wechseln, die ganze Gleichung umgekehrt wird und die Spannung mit -1 multipliziert wird.) Manchmal ist es notwendig, zu bestimmen, welche Halbreaktion oxidiert werden und der wird reduziert. In diesem Fall, je nachdem welche Halbreaktion ein höheres Reduktionspotential durch eine reduzierte und die andere oxidiert hat.
Beispiel \ (\ Pageindex \): Auswuchten in einer neutralen Lösung
Balancieren Sie die folgende Reaktion
\ [Cu ^ + (aq) + Fe (e) \ rightarrow Fe ^ (aq) + Cu (e) \]
Schritt 1: Trennen Sie die Halbreaktionen. Durch die Suche nach dem Reduktionspotential kann man zwei getrennte Reaktionen finden:
\ [Cu ^ + (aq) + e ^ - \ rightarrow Cu (e) \]
\ [Fe ^ (aq) + 3e ^ - \ rightarrow Fe (e) \]
Die Kupferreaktion ein höheres Potential und somit reduziert wird. Eisen wird oxidiert, so dass die Halbreaktion umgedreht werden soll. Dies ergibt:
\ [Cu ^ + (aq) + e ^ - \ rightarrow Cu (e) \]
\ [Fe (e) \ rightarrow Fe ^ (aq) + 3e ^ - \]
Schritt 2: Balance der Elektronen in den Gleichungen. In diesem Fall werden die Elektronen einfach ausgeglichen, indem die gesamte \ Multiplizieren (Cu ^ + (aq) + e ^ - \ rightarrow Cu (e) \) Halbreaktion von 3 und verlässt die andere Hälfte Reaktion wie es ist. Das gibt:
\ [3Cu ^ + (aq) + 3e ^ - \ rightarrow 3Cu (e) \]
\ [Fe (e) \ rightarrow Fe ^ (aq) + 3e ^ - \]
Schritt 3: Hinzufügen die Gleichungen geben:
\ [3Cu ^ + (aq) + 3e ^ - + Fe (e) \ rightarrow 3Cu (s) + Fe ^ (aq) + 3e ^ - \]
Die Elektronen zunichte machen und die ausgeglichene Gleichung gelassen wird.
\ [3Cu ^ + (aq) + Fe (e) \ rightarrow 3Cu (s) + Fe ^ (aq) \]
sauren Bedingungen
Sauren Bedingungen bedeuten in der Regel eine Lösung mit einem Überschuß an H & spplus; -Konzentration, damit die Lösung sauer zu machen. Das Auswuchten beginnt, indem die Reaktion in Halbreaktionen trennen. Anstatt jedoch sofort die Elektronen Ausgleich, Balance, alle Elemente in den Halbreaktionen, die nicht Wasserstoff und Sauerstoff sind. Dann füge H2 O-Moleküle keine Sauerstoffatom zu balancieren. Als nächstes wird das Gleichgewicht der Wasserstoffatome durch Protonen (H +) hinzugefügt wird. Nun, gleichen die Ladung von Elektronen hinzufügen und skalieren die Elektronen (multipliziert mit dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen), so dass sie aufheben, wenn sie zusammen hinzugefügt. Schließlich fügen Sie die beiden Halbreaktionen und allgemeine Begriffe aufheben.
Beispiel \ (\ Pageindex \): Auswuchten in einer Säurelösung
Balance der folgenden Redox-Reaktion unter sauren Bedingungen.
\ [Cr_2O_7 ^ (aq) + HNO_2 (aq) \ rightarrow Cr ^ (aq) + NO_3 ^ - (aq) \]
Schritt 1: Trennen Sie die Halbreaktionen. Die Tabelle zur Verfügung gestellt hat keine sauren oder basischen Halbreaktionen, so aus nur schreiben, was bekannt ist.
\ [Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow Cr ^ (aq) \]
\ [HNO_2 (aq) \ rightarrow NO_3 ^ - (aq) \]
Schritt 2: Balance Elemente außer O und H. In diesem Beispiel muss nur Chrom ausgeglichen werden. Das gibt:
\ [Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) \]
\ [HNO_2 (aq) \ rightarrow NO_3 ^ - (aq) \]
Schritt 3: Fügen Sie H2 O Sauerstoff zu balancieren. Die Chromreaktion muss durch Zugabe von 7 H2 O-Moleküle ausgeglichen werden. Die andere Reaktion muss auch durch Zugabe von einem Wassermolekül ausgeglichen werden. Dies ergibt:
\ [Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l) \]
\ [HNO_2 (aq) + H_2O (l) \ rightarrow NO_3 ^ - (aq) \]
Schritt 4: Wasserstoff-Balance durch Protonen (H +) hinzugefügt wird. 14 Protonen müssen auf die linke Seite der Chromreaktion hinzugefügt werden, die 14 (2 pro Molekül Wasser * 7 Wassermoleküle) Wasserstoffatome zu balancieren. 3 Protonen müssen auf der rechten Seite der anderen Reaktion hinzugefügt werden.
\ [14H ^ + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l) \]
\ [HNO_2 (aq) + H 2 O (l) \ rightarrow 3H ^ + (aq) + NO_3 ^ - (aq) \]
Schritt 5: Balance der Ladung jeder Gleichung mit Elektronen. Die Chrom Reaktion hat (14+) + (2-) = 12+ auf der linken Seite und (2 * 3 +) = 6+ auf der rechten Seite. Zum Ausgleich, fügen Sie 6 Elektronen (jeweils mit einer Ladung von -1) auf die linke Seite:
\ [6e ^ - ^ + 14H + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l) \]
Für die andere Reaktion gibt es keine Ladung auf der linken Seite und einem (3+) + (-1) = 2 + Ladung auf der rechten Seite. So fügen Sie 2 Elektronen auf der rechten Seite:
\ [HNO_2 (aq) + H_2O (l) \ rightarrow 3H ^ + (aq) + NO_3 ^ - (aq) + 2e ^ - \]
Schritt 6: Skalieren der Reaktionen, so dass die Elektronen gleich sind. Die Chrom Reaktion hat 6e - und die andere Reaktion hat 2e -. so ist es mit 3 multipliziert werden soll Dies ergibt:
\ [3 * [HNO_2 (aq) + H_2O (l) \ rightarrow 3H ^ + (aq) + NO_3 ^ - (aq) + 2e ^ -] \ rightarrow \]
\ [3HNO_2 (aq) + 3H_2O (l) \ rightarrow 9H ^ + (aq) + 3NO_3 ^ - (aq) + 6e ^ - \]
\ [6e ^ - ^ + 14H + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l) \.]
Schritt 7: die Reaktionen hinzufügen und gängige Begriffe aufheben.
\ [[3HNO_2 (aq) + 3H_2O (l) \ rightarrow 9H ^ + (aq) + 3NO_3 ^ - (aq) + 6e ^ -] + \]
\ [[6e ^ - ^ + 14H + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l)] = \]
\ [3HNO_2 (aq) + 3H_2O (l) + 6e ^ - + 14H ^ + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 9H ^ + (aq) + 3NO_3 ^ - (aq) + 6e ^ - + 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l) \]
Die Elektronen aufheben sowie 3 Wassermoleküle und 9 Protonen. Dies läßt die ausgeglichene Netto-Reaktion:
\ [3HNO_2 (aq) + 5H ^ + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 3NO_3 ^ - (aq) + 2Cr ^ (aq) + 4H_2O (l) \]
Rahmenbedingungen
Basen in OH auflösen - Ionen in der Lösung; daher Bedingungen in Grund Redoxreaktionen Ausgleich erfordert OH -. Führen Sie die gleichen Schritte wie bei sauren Bedingungen. Der einzige Unterschied ist das Hinzufügen von Hydroxidionen (OH -) an jeder Seite der Nettoreaktion jeden H + zu balancieren. OH - und H + -Ionen auf der gleichen Seite einer Reaktion soll aufaddiert werden, um Wasser zu bilden. Auch hier können alle gängigen Begriffe aufgehoben werden.
Beispiel \ (\ Pageindex \): Balancieren in Basislösung
Balance der folgenden Redox-Reaktion unter basischen Bedingungen.
\ [Ag (s) + Zn ^ (aq) \ rightarrow Ag_2O (aq) + Zn (e) \]
Gehen Sie durch alle die gleichen Schritte wie wenn sie unter sauren Bedingungen war.
Schritt 1: Trennen Sie die Halbreaktionen.
\ [Ag (s) \ rightarrow Ag_2O (aq) \]
\ [Zn ^ (aq) \ rightarrow Zn (e) \]
Schritt 2: Balance Elemente außer O und H.
\ [2Ag (e) \ rightarrow Ag_2O (aq) \]
\ [Zn ^ (aq) \ rightarrow Zn (e) \]
Schritt 3: Fügen Sie H2 O Sauerstoff zu balancieren.
\ [H_2O (l) + 2Ag (e) \ rightarrow Ag_2O (aq) \]
\ [Zn ^ (aq) \ rightarrow Zn (e) \]
Schritt 4: Balance Wasserstoff mit Protonen.
\ [H_2O (l) + 2Ag (e) \ rightarrow Ag_2O (aq) + 2H ^ + (aq) \]
\ [Zn ^ (aq) \ rightarrow Zn (e) \]
Schritt 5: Balance der Ladung mit e -.
\ [H_2O (l) + 2Ag (e) \ rightarrow Ag_2O (aq) + 2H ^ + (aq) + 2e ^ - \]
\ [Zn ^ (aq) + 2e ^ - \ rightarrow Zn (e) \]
Schritt 6: Skalieren Sie die Reaktionen, so dass sie eine gleiche Menge an Elektronen haben. In diesem Fall ist es bereits getan.
Schritt 7: Fügen Sie die Reaktionen und brechen die Elektronen.
\ [H_2O (L) + 2 Ag (s) + Zn ^ (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + 2H ^ + (aq). \]
Schritt 8: In OH - H + zu balancieren. Es gibt 2 Netto-Protonen in dieser Gleichung, so 2 OH hinzufügen - Ionen zu jeder Seite.
\ [H_2O (L) + 2 Ag (s) + Zn ^ (aq) + 2OH ^ - (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + 2H ^ + (aq) + 2OH ^ - (aq). \]
Schritt 9: Kombinieren OH - -Ionen und H + -Ionen, die auf der gleichen Seite vorhanden sind, um Wasser zu bilden.
\ [H_2O (L) + 2 Ag (s) + Zn ^ (aq) + 2OH ^ - (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + 2H_2O (l) \]
Schritt 10: Abbrechen allgemeine Begriffe.
\ [2Ag (s) + Zn ^ (aq) + 2OH ^ - (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + H_2O (l) \]
Referenzen
Mitwirkende
- Ann Nguyen (UCD), Luvleen Brar (UCD)
- Es gibt keine empfohlenen Artikel.
