Passaggi del metodo di bilanciamento redox, esempi, esercizi

Lui Metodo di bilanciamento redox È uno che consente di bilanciare le equazioni chimiche delle reazioni redox, che altrimenti sarebbe un mal di testa. Qui uno o più specie scambiano elettroni; Quello che dona o li perde si chiama specie ossidante, mentre quella che le accetta o vince, una specie riduttiva.

In questo metodo è essenziale conoscere il numero di ossidazione di queste specie, poiché rivelano quanti elettroni hanno guadagnato o perso da Mol. Grazie a ciò, è possibile bilanciare le spese elettriche scrivendo nelle equazioni gli elettroni come se fossero reagenti o prodotti.

Semi -reazioni generali di una reazione redox con i tre protagonisti durante il loro bilanciamento: H+, H2O e OH-. Fonte: Gabriel Bolívar.

L'immagine superiore mostra come gli elettroni efficacemente e^- Sono collocati come reagenti quando la specie ossidante li vince; E come prodotti quando la specie riducente li perde. Si noti che per bilanciare questo tipo di equazioni è necessario padroneggiare i concetti di ossidazione e numeri di ossidazione.

La specie h⁺, H₂O e oh^-, A seconda del pH del mezzo di reazione, consente il bilanciamento redox, quindi è molto comune trovarli negli esercizi. Se il mezzo è acido, ci rivolgiamo a h⁺; Ma se al contrario il mezzo è di base, allora usiamo l'OH^- Per bilanciamento.

La natura della reazione stessa impone quale dovrebbe essere il pH del mezzo. Ecco perché, sebbene possa essere bilanciato assumendo un acido o un mezzo di base, l'equazione bilanciata finale indicherà se gli ioni H sono improbabili o realmente⁺ e oh^-.

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Passi

- Generale

Controlla i numeri di ossidazione dei reagenti e dei prodotti

Supponiamo che la seguente equazione chimica:

Cu (s) + agno₃(AC) → Cu (no₃)₂ + AG (S)

Ciò corrisponde a una reazione redox, in cui si verifica un cambiamento nel numero di ossidazione dei reagenti:

Cu⁰(s) + ag⁺NO₃(AC) → Cu²⁺(NO₃)₂ + AG (S)⁰

Identificare le specie ossidanti e riduttive

La specie ossidante guadagna elettroni ossidando le specie riducenti. Pertanto, il suo numero di ossidazione diminuisce: diventa meno positivo. Nel frattempo, il numero di ossidazione delle specie riducenti aumenta, poiché perde elettroni: diventa più positivo.

Pertanto, nella reazione precedente il rame viene ossidato, poiché passa da Cu⁰ a cu²⁺; E l'argento è ridotto, perché va da AG⁺ Un Ag⁰. Il rame è la specie riducente e l'argento le specie ossidanti.

Scrivi le semi -reazioni e l'equilibrio atomi e carichi

Identificando quali specie guadagnano o perdono elettroni, sono scritte semi -redox per la reazione di riduzione:

Cu⁰ → Cu²⁺

Ag⁺ → Ag⁰

Il rame perde due elettroni, mentre l'argento vince uno. Posizioniamo gli elettroni in entrambe le semi -scenari:

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Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-

Ag⁺ + E^- → Ag⁰

Si noti che i carichi rimangono bilanciati in entrambe le semi -reazioni; Ma se fossero stati aggiunti, la legge della conservazione della materia sarebbe violata: il numero di elettroni deve essere lo stesso nelle due semi -reactions. Pertanto, la seconda equazione viene moltiplicata per 2 e vengono aggiunte le due equazioni:

(Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^-) x 1

(Ag⁺ + E^-  → Ag⁰) x 2 

Cu⁰ + 2ag⁺ + 2e^- → Cu²⁺ + 2ag⁰ + 2e^-

Gli elettroni vengono annullati per essere ai lati dei reagenti e dei prodotti:

Cu⁰ + 2ag⁺ → Cu²⁺ + 2ag⁰

Questa è l'equazione ionica globale.

Sostituire i coefficienti dell'equazione ionica nell'equazione generale

Infine, i coefficienti stechiometrici dell'equazione precedente si muovono alla prima equazione:

Cu (s) + 2agno₃(AC) → Cu (no₃)₂ + 2ag (s)

Si noti che il 2 era posizionato con l'agno₃ Perché in questo sale l'argento è come AG⁺, E lo stesso vale per Cu (no₃)₂. Se questa equazione non è bilanciata alla fine, il punteggio viene effettuato.

L'equazione proposta nelle fasi precedenti avrebbe potuto essere bilanciata direttamente da Tanteo. Tuttavia, ci sono reazioni redox che necessitano di un mezzo acido (h⁺) o base (oh^-) prendere posto. Quando ciò accade, non può essere equilibrato supponendo che il mezzo sia neutro; Come è stato appena visualizzato (non è stato aggiunto o h⁺ E o oh^-).

D'altra parte, è conveniente sapere che le semi -reazioni hanno scritto atomi, ioni o composti (principalmente ossidi) in cui si verificano cambiamenti nei numeri di ossidazione. Questo sarà evidenziato nella sezione degli esercizi.

- Bilanciamento in mezzo acido

Quando il mezzo è acido, devi fermarti alle due semi -reactions. Questa volta al momento dell'equilibrio ignoriamo gli atomi di ossigeno e idrogeno e anche elettroni. Gli elettroni si bilanceranno alla fine.

Quindi, sul lato della reazione con meno atomi di ossigeno, aggiungiamo molecole d'acqua per compensarlo. Dall'altro lato, bilanciamo gli idrogeni con ioni H⁺. E infine, aggiungiamo gli elettroni e procediamo seguendo i passaggi generali già esposti.

- Bilanciamento nel mezzo di base

Quando il mezzo è di base, è allo stesso modo dell'ambiente acido con una piccola differenza: questa volta sul lato in cui vi sono più ossigeno, verranno posizionate molecole d'acqua pari a questo eccesso di ossigeno; E dall'altra parte, oh ioni^- Per compensare gli idrogeni.

Infine, vengono aggiunti l'equilibrio degli elettroni, le due semi -scenari e i coefficienti dell'equazione ionica globale nell'equazione generale vengono sostituiti.

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Esempi

Le seguenti equazioni redox senza equilibrio e bilanciate servono come esempi per osservare quanta cambiamento dopo aver applicato questo metodo di bilanciamento:

P₄ + Clo^- → Po₄^3- + Cl^- (senza equilibrio)

P₄ + 10 clo^- + 6 h₂O → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 h⁺ (Mezzo acido equilibrato)

P₄ + 10 clo^- + 12 Oh^- → 4 Po₄^3- + 10 Cl^- + 6 h₂O (mezzo di base bilanciato)

Yo₂ + Kno₃ → i^- + Kio₃ + NO₃^- (senza equilibrio)

3i₂ + Kno₃ + 3h₂O → 5i^- + Kio₃ + NO₃^- + 6h⁺ (Mezzo acido equilibrato)

Cr₂O₂^7- + Hno₂ → Cr³⁺ + NO₃^- (senza equilibrio)

3hno₂ + 5h⁺ + Cr₂O₂^7- → 3no₃^- +2cr³⁺ + 4h₂O (equilibrio acido equilibrato)

Esercizi

Esercizio 1

Bilancia la seguente equazione nel mezzo di base:

Yo₂ + Kno₃ → i^- + Kio₃ + NO₃^-

Passaggi generali

Iniziamo scrivendo il numero di ossidazione della specie che sospettiamo che abbiano arrugginito o ridotto; In questo caso, atomi di iodio:

Yo₂⁰ + Kno₃ → i^- + Ki⁵⁺O₃ + NO₃^-

Si noti che lo iodio si ossida e allo stesso tempo è ridotto, quindi procediamo a scrivere le sue due rispettive semi -reazioni:

Yo₂ → i^- (Riduzione, per ogni i^- 1 elettrone viene consumato)

Yo₂  → io₃^- (Ossidazione, per ogni io₃^- 5 elettroni vengono rilasciati)

In Ossidation Semi -light posizioniamo l'anione io₃^-, e non per l'atomo di iodio come me⁵⁺. Bilanciamo gli atomi di iodio:

Yo₂ → 2i^-

Yo₂  → 2₃^-

Bilanciamento nel mezzo di base

Ora ci concentriamo sullo oscillazione in mezzo base la semi -reazione dell'ossidazione, poiché ha una specie ossigenata. Aggiungiamo il lato dei prodotti lo stesso numero di molecole d'acqua come gli atomi di ossigeno:

Yo₂  → 2₃^- + 6h₂O

E sul lato sinistro bilanciamo gli idrogeni con oh^-:

Yo₂  + 12oh^- → 2₃^- + 6h₂O

Scriviamo le due semi -reazioni e aggiungiamo gli elettroni mancanti per bilanciare i carichi negativi:

Yo₂ + 2e^- → 2i^-

Yo₂  + 12oh^- → 2₃^- + 6h₂O + 10e^-

Abbiamo abbinato entrambi i numeri di elettroni in entrambe le semi -scenari e aggiungendoli:

(Yo₂ + 2e^- → 2i^-) x 10

(Yo₂  + 12oh^- → 2₃^- + 6h₂O + 10e^-) x 2

12i₂ + 24 Oh^- + 20E^- → 20i^- + 4 °₃^- + 12h₂O + 20E^-

Gli elettroni vengono annullati e divisi tutti i coefficienti da quattro per semplificare l'equazione ionica globale:

(12i₂ + 24 Oh^-  → 20i^- + 4 °₃^- + 12h₂O) x ¼

3i₂ + 6oh^- → 5i^- + Io₃^- + 3h₂O

E infine, sostituiamo i coefficienti dell'equazione ionica nella prima equazione:

3i₂ + 6oh^- + Kno₃ → 5i^- + Kio₃ + NO₃^- + 3h₂O

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L'equazione è già bilanciata. Confronta questo risultato con il bilanciamento in un mezzo acido di esempio 2.

Esercizio 2

Equilibra la seguente equazione in mezzo acido:

Fede₂O₃ + CO → Fe + Co₂

Passaggi generali

Osserviamo il numero di ossidazione di ferro e carbonio per sapere quale dei due ha ossidato o ridotto:

Fede₂³⁺O₃ + C²⁺O → Faith⁰ + C⁴⁺O₂

Il ferro è stato ridotto, quindi è la specie ossidante. Nel frattempo, il carbonio ha arrugginito, comportandosi come le specie riducenti. Le semi -reazioni per l'ossidazione e il ridotto riguardanti sono:

Fede₂³⁺O₃ → Fede⁰  (riduzione, per ogni fede 3 elettroni vengono consumati)

CO → CO₂ (Ossidazione, per ogni CO₂ 2 elettroni vengono rilasciati)

Nota che scriviamo l'ossido, la fede₂O₃, Perché contiene fede³⁺, Invece di mettere la fede³⁺. Bilanciamo gli atomi necessari tranne l'ossigeno:

Fede₂O₃ → 2fe

CO → CO₂

E il bilanciamento viene effettuato nell'acido in entrambe le semi -reazioni, poiché ci sono specie ossigenate in mezzo.

Bilanciamento in mezzo acido

Aggiungiamo acqua per bilanciare l'ossigeno, quindi H⁺ Per bilanciare gli idrogeni:

Fede₂O₃ → 2fe + 3h₂O

6h⁺ +  Fede₂O₃ → 2fe + 3h₂O

CO + H₂O → CO₂

CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺

Ora bilanciamo i carichi posizionando gli elettroni coinvolti nelle semi -reazioni:

6h⁺ +  6e^- + Fede₂O₃ → 2fe + 3h₂O

CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺ + 2e^-

Abbiniamo il numero di elettroni in entrambe le semi -scenari e li aggiungiamo:

(6h⁺ +  6e^- + Fede₂O₃ → 2fe + 3h₂O) x 2

(CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺ + 2e^-) x 6

12 h⁺ + 12e^- + 2fe₂O₃ + 6co + 6h₂O → 4fe + 6h₂O + 6co₂ + 12h⁺ + 12e^-

Annulliamo elettroni, ioni H⁺ E le molecole d'acqua:

2fe₂O₃ + 6co → 4fe +6co₂

Ma questi coefficienti possono essere divisi per due per semplificare ancora di più l'equazione, avendo:

Fede₂O₃ + 3co → 2fe +3co₂

Questa domanda sorge: era necessario un bilanciamento redox per questa equazione? Di Tanteo sarebbe stato molto più veloce. Ciò dimostra che questa reazione procede in modo intercambiabile dal pH medio.

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). Apprendimento del Cengage.
2. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (22 settembre 2019). Come bilanciare le reazioni redox. Recuperato da: Thoughtco.com
3. Ann Nguyen e Brar Luvleen. (5 giugno 2019). Bilanciamento delle reazioni redox. Chimica librettexts. Recuperato da: Chem.Librettexts.org
4. Quimitube. (2012). Esercizio 19: aggiustamento di una reazione redox in mezzo base con due semi di ossidazione. Recuperato da: quimitube.com
5. Washington University in ST. Louis. (S.F.). Problemi di pratica: reazioni redox. Recuperato da: chimica.Wustl.Edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Come bilanciare le equazioni redox. Recuperato da: Dummies.com
7. Rubén Darío o. G. (2015). Bilanciamento delle equazioni chimiche. Recuperato da: impara in linea.Voi.Edu.co