- Schritte
- - Allgemeines
- Überprüfen Sie die Oxidationszahlen der Reaktanten und Produkte
- Identifizieren Sie die oxidierenden und reduzierenden Spezies
- Schreiben Sie die Halbreaktionen auf und gleichen Sie Atome und Ladungen aus
- Ersetzen Sie die Koeffizienten der Ionengleichung durch die allgemeine Gleichung
- - Gleichgewicht in saurem Medium
- - Balance im Grundmedium
- Beispiele
- Übungen
- Übung 1
- Allgemeine Schritte
- Balance im Grundmedium
- Übung 2
- Allgemeine Schritte
- Gleichgewicht in saurem Medium
- Verweise
Die Redox-Ausgleichsmethode ermöglicht das Ausgleichen der chemischen Gleichungen von Redoxreaktionen, die sonst Kopfschmerzen verursachen würden. 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.
Allgemeine Halbreaktionen einer Redoxreaktion zusammen mit den drei Protagonisten während ihres Ausgleichs: H +, H2O und OH-. Quelle: Gabriel Bolívar.
Das obere Bild zeigt, wie effektiv Elektronen, e - als Reaktanten platziert werden, wenn die oxidierende Spezies sie gewinnt; und als Produkte, wenn die reduzierende Spezies sie verliert. Beachten Sie, dass es zum Ausgleich dieser Art von Gleichungen erforderlich ist, die Konzepte der Oxidations- und Oxidationsreduktionszahlen zu beherrschen.
Die H + - , H 2 O- und OH - -Spezies ermöglichen je nach pH-Wert des Reaktionsmediums einen Redoxausgleich, weshalb sie häufig in Übungen vorkommen. Wenn das Medium sauer ist, greifen wir auf das H + zurück ; aber wenn im Gegenteil das Medium basisch ist, dann verwenden wir das OH - zum Ausbalancieren.
Die Art der Reaktion selbst bestimmt den pH-Wert des Mediums. Aus diesem Grund gibt die endgültige ausgeglichene Gleichung an, ob die H + - und OH - -Ionen wirklich entbehrlich sind oder nicht, obwohl sie unter der Annahme eines sauren oder basischen Mediums ausgeglichen werden können .
Schritte
- Allgemeines
Überprüfen Sie die Oxidationszahlen der Reaktanten und Produkte
Nehmen Sie die folgende chemische Gleichung an:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + Ag (s)
Dies entspricht einer Redoxreaktion, bei der sich die Oxidationszahlen der Reaktanten ändern:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3 ) 2 + 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. In der Zwischenzeit 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 0 zu Cu 2+ übergeht ; und Silber wird reduziert, wenn es von Ag + zu Ag 0 geht . 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:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
Kupfer verliert zwei Elektronen, während Silber eines gewinnt. Wir platzieren die Elektronen in beiden Halbreaktionen:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
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:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e - ) x 1
(Ag + + e - → Ag 0 ) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Die Elektronen heben sich auf, weil sie sich an den Seiten der Reaktanten und Produkte befinden:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
Dies ist die globale Ionengleichung.
Ersetzen Sie die Koeffizienten der Ionengleichung durch die allgemeine Gleichung
Schließlich werden die stöchiometrischen Koeffizienten aus der vorherigen Gleichung auf die erste Gleichung übertragen:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3 ) 2 + 2Ag (s)
Es ist zu beachten, dass 2 mit AgNO 3 positioniert wurde, da in diesem Salz Silber wie Ag + ist und dasselbe mit Cu (NO 3 ) 2 geschieht . 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, für deren Durchführung ein saures (H + ) oder basisches (OH - ) Medium erforderlich ist . Wenn dies geschieht, kann es nicht ausgeglichen werden, vorausgesetzt, das Medium ist neutral; wie gerade gezeigt (weder H + noch OH - wurden hinzugefügt ).
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. Die Elektronen werden sich am Ende ausgleichen.
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: Dieses Mal 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 - um 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 - → PO 4 3- + Cl - (unsymmetrisch)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (ausgeglichenes saures Medium)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (ausgeglichenes basisches Medium)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (unsymmetrisch)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (ausgeglichenes saures Medium)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (unsymmetrisch)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (ausgeglichenes saures Medium)
Übungen
Übung 1
Balancieren Sie die folgende Gleichung im Grundmedium:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Allgemeine Schritte
Wir beginnen damit, die Oxidationszahlen der Arten aufzuschreiben, von denen wir vermuten, dass sie oxidiert oder reduziert wurden. in diesem Fall die Jodatome:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Beachten Sie, dass Jod oxidiert und gleichzeitig reduziert wird. Daher schreiben wir ihre beiden jeweiligen Halbreaktionen:
I 2 → I - (Reduktion für jedes verbrauchte I - 1 Elektron)
I 2 → IO 3 - (Oxidation, für jedes IO werden 3 - 5 Elektronen freigesetzt)
In der Oxidationshalbreaktion platzieren wir das Anion IO 3 - und nicht das Iodatom als I 5+ . Wir gleichen die Jodatome aus:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
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:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O.
Und auf der linken Seite balancieren wir die Wasserstoffatome durch OH - :
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O.
Wir schreiben die beiden Halbreaktionen und addieren die fehlenden Elektronen, um die negativen Ladungen auszugleichen:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Wir gleichen die Anzahl der Elektronen in beiden Halbreaktionen aus und addieren sie:
(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 -
Die Elektronen heben sich auf und wir teilen alle Koeffizienten durch vier, um die globale Ionengleichung zu vereinfachen:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O.
Und schließlich ersetzen wir die Koeffizienten der Ionengleichung in der ersten Gleichung:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O.
Die Gleichung ist bereits ausgeglichen. Vergleichen Sie dieses Ergebnis mit dem Ausgleich in saurem Medium in Beispiel 2.
Übung 2
Balancieren Sie die folgende Gleichung in einem sauren Medium:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Allgemeine Schritte
Wir untersuchen die Oxidationszahlen von Eisen und Kohlenstoff, um herauszufinden, welche der beiden oxidiert oder reduziert wurde:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
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:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (Reduktion, für jedes Fe 3 werden Elektronen verbraucht)
CO → CO 2 (Oxidation, für jedes CO 2 2 werden Elektronen freigesetzt)
Beachten Sie, dass wir das Oxid Fe 2 O 3 schreiben , weil es Fe 3+ enthält , anstatt nur Fe 3+ zu platzieren . Wir gleichen die Atome aus, die benötigt werden, außer denen von Sauerstoff:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
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 + , um die Wasserstoffatome auszugleichen:
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 +
Jetzt gleichen wir die Ladungen aus, indem wir die an den Halbreaktionen beteiligten Elektronen platzieren:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O.
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Wir gleichen die Anzahl der Elektronen in beiden Halbreaktionen aus und addieren sie:
(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 -
Wir heben Elektronen, H + -Ionen und Wassermoleküle auf:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Diese Koeffizienten können jedoch durch zwei geteilt werden, um die Gleichung noch weiter zu vereinfachen.
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
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
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