REDOX BALANSERINGSMETODE: TRINN, EKSEMPLER, ØVELSER - KJEMI - 2026

Den redoks balansere metode er en som gjør det mulig å balansere de kjemiske ligninger av redoks-reaksjoner, som ellers ville være en hodepine. Her utveksler en eller flere arter elektroner; den som donerer eller mister dem kalles den oksiderende arten, mens den som godtar eller får dem, den reduserende arten.

I denne metoden er det viktig å kjenne oksidasjonstallene til disse artene, siden de avslører hvor mange elektroner de har fått eller mistet per mol. Takket være dette er det mulig å balansere de elektriske ladningene ved å skrive elektronene i ligningene som om de var reaktanter eller produkter.

Generelle halvreaksjoner av en redoksreaksjon sammen med de tre hovedpersonene under balanseringen: H +, H2O og OH-. Kilde: Gabriel Bolívar.

Det øvre bildet viser hvor effektivt elektroner, e ^- plasseres som reaktanter når den oksiderende arten får dem; og som produkter når den reduserende arten mister dem. Merk at for å balansere denne typen ligninger er det nødvendig å mestre begrepene oksidasjons- og oksidasjonsreduksjonsnummer.

Den H ⁺ , H ₂ O og OH ^- arter , avhengig av pH i reaksjonsmediet, tillate redoks balansering, noe som er grunnen til at det er meget vanlig å finne dem i øvelser. Hvis mediet er surt, tyr vi til H ⁺ ; men hvis tvert imot mediet er grunnleggende, bruker vi OH ^- for balansering.

Reaksjonens natur dikterer hva pH-verdien til mediet skal være. Derfor, selv om balansering kan utføres forutsatt at det er et surt eller basisk medium, vil den endelige balanserte ligningen indikere om H ⁺ og OH ^- ionene virkelig kan dispenseres eller ikke .

Steps

- Generell

Kontroller oksidasjonsantallet av reaktanter og produkter

Anta følgende kjemiske ligning:

Cu (s) + AgNO ₃ (aq) → Cu (NO ₃ ) ₂ + Ag (s)

Dette tilsvarer en redoksreaksjon, der det skjer en endring i oksidasjonstallene til reaktantene:

Cu ⁰ (s) + Ag ⁺ NO ₃ (aq) → Cu ²⁺ (NO ₃ ) ₂ + Ag (s) ⁰

Identifiser oksiderende og reduserende arter

Den oksiderende arten får elektroner ved å oksidere den reduserende arten. Derfor synker oksidasjonsantallet: det blir mindre positivt. I mellomtiden øker oksidasjonstallet for den reduserende arten, siden den mister elektroner: den blir mer positiv.

I den forrige reaksjon blir oksideret oksidert, siden det går fra Cu ⁰ til Cu ²⁺ ; og sølv reduseres, da det går fra Ag ⁺ til Ag ⁰ . Kobber er den reduserende arten, og sølv den oksiderende arten.

Skriv halvreaksjonene og balanser atomer og ladninger

Redox-halvreaksjonene for både reduksjons- og oksydasjonsreaksjonene er skrevet for å identifisere hvilke arter som vinner eller mister elektroner:

Cu ⁰ → Cu ²⁺

Ag ⁺ → Ag ⁰

Kobber mister to elektroner, mens sølv får en. Vi plasserer elektronene i begge halvreaksjoner:

Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^-

Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰

Legg merke til at belastningene forblir balanserte i begge halvreaksjoner; men hvis de ble lagt sammen, ville loven om bevaring av materien bli brutt: antallet elektroner må være like i de to halvreaksjonene. Derfor multipliseres den andre ligningen med 2 og de to ligningene legges til:

(Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^- ) x 1

(Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰ ) x 2

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ + 2e ^- → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰ + 2e ^-

Elektronene avbryter fordi de er på sidene av reaktantene og produktene:

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰

Dette er den globale ioniske ligningen.

Bytt ut koeffisienter for den ioniske ligningen i den generelle ligningen

Til slutt overføres de støkiometriske koeffisientene fra den forrige ligningen til den første ligningen:

Cu (s) + 2AgNO ₃ (aq) → Cu (NO ₃ ) ₂ + 2Ag (s)

Legg merke til at 2 var plassert med AgNO ₃ fordi i dette saltet er sølv som Ag ⁺ , og det samme skjer med Cu (NO ₃ ) ₂ . Hvis denne ligningen ikke er balansert på slutten, fortsetter vi å utføre rettssaken.

Ligningen som ble foreslått i de foregående trinn, kunne vært balansert direkte ved prøving og feiling. Imidlertid er det redoksreaksjoner som trenger et surt (H ⁺ ) eller basisk (OH ^- ) medium for å finne sted. Når dette skjer, kan det ikke balanseres forutsatt at mediet er nøytralt; som nettopp vist (verken H ⁺ eller OH ^{- ble lagt til} ).

På den annen side er det praktisk å vite at atomene, ionene eller forbindelsene (for det meste oksider) der endringene i oksidasjonsnummer forekommer, er skrevet i halvreaksjonene. Dette vil bli fremhevet i øvelsesdelen.

- Balanse i surt medium

Når mediet er syre, er det nødvendig å stoppe ved de to halvreaksjonene. Denne gangen når vi balanserer ignorerer vi oksygen og hydrogenatomer, og også elektronene. Elektronene vil balansere til slutt.

Deretter, på siden av reaksjonen med færre oksygenatomer, legger vi til vannmolekyler for å gjøre opp for det. På den andre siden balanserer vi hydrogelene med H ⁺ -ioner . Og til slutt legger vi til elektronene og fortsetter med å følge de generelle trinnene som allerede er beskrevet.

- Balanse i grunnleggende medium

Når mediet er grunnleggende, fortsetter man på samme måte som i det sure mediet med en liten forskjell: denne gangen på siden der det er mer oksygen, vil et antall vannmolekyler som tilsvarer dette overflødige oksygen være lokalisert; og på den andre siden OH-ioner ^{- for} å kompensere for hydrogener.

Til slutt er elektronene balansert, de to halvreaksjonene blir lagt til, og koeffisientene for den globale ioniske ligningen er substituert i den generelle ligningen.

eksempler

Følgende balanserte og ubalanserte redoksligninger fungerer som eksempler for å se hvor mye de endrer seg etter anvendelse av denne balanseringsmetoden:

P ₄ + ClO ^- → PO ₄ ^3- + Cl ^- (ubalansert)

P ₄ + 10 ClO ^- + 6 H ₂ O → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 12 H ⁺ (balansert syremedium)

P ₄ + 10 ClO ^- + 12 OH ^- → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 6 H ₂ O (balansert basisk medium)

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- (ubalansert)

3I ₂ + KNO ₃ + 3H ₂ O → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 6H ⁺ (balansert syremedium)

Cr ₂ O ₂ ^7- + HNO ₂ → Cr ³⁺ + NO ₃ ^- (ubalansert)

3HNO ₂ + 5H ⁺ + Cr ₂ O ₂ ^7- → 3NO ₃ ^- + 2Cr ³⁺ + 4H ₂ O (balansert syremedium )

Øvelser

Oppgave 1

Balansere følgende ligning i grunnleggende medium:

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^-

Generelle trinn

Vi begynner med å skrive ned oksidasjonstallene til artene som vi mistenker har blitt oksidert eller redusert; i dette tilfellet jodatomer:

I ₂ ⁰ + KNO ₃ → I ^- + KI ⁵⁺ O ₃ + NO ₃ ^-

Merk at jod er oksidert og samtidig redusert, så vi fortsetter å skrive de to respektive halvreaksjonene:

I ₂ → I ^- (reduksjon, for hvert I ^- 1 elektron forbrukes)

I ₂ → IO ₃ ^- (oksidasjon, for hver IO ₃ ^- 5 elektroner frigjøres)

I oksidasjonshalvreaksjonen plasserer vi anionen IO ₃ ^- , og ikke jodatom som I ⁵⁺ . Vi balanserer jodatomene:

I ₂ → 2I ^-

I ₂ → 2IO ₃ ^-

Balanse i grunnleggende medium

Nå fokuserer vi på å balansere oksidasjons semi-reaksjonen i et grunnleggende medium, siden den har en oksygenert art. Vi legger til på produktsiden samme antall vannmolekyler som det er oksygenatomer:

I ₂ → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Og på venstre side balanserer vi hydrogenene med OH ^- :

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Vi skriver de to halvreaksjonene og legger til de manglende elektronene for å balansere de negative ladningene:

I ₂ + 2e ^- → 2I ^-

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O + 10e ^-

Vi utjevner antall elektroner i begge halvreaksjoner og legger dem til:

(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 ^-

Elektronene avbryter og vi deler alle koeffisienter med fire for å forenkle den globale ioniske ligningen:

(12I ₂ + 24 OH ^- → 20I ^- + 4IO ₃ ^- + 12 H ₂ O) x ¼

3I ₂ + 6OH ^- → 5I ^- + IO ₃ ^- + 3 H ₂ O

Og til slutt erstatter vi koeffisientene til den ioniske ligningen i den første ligningen:

3I ₂ + 6OH ^- + KNO ₃ → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 3H ₂ O

Ligningen er allerede balansert. Sammenlign dette resultatet med balanseringen i surt medium i eksempel 2.

Oppgave 2

Balansere følgende ligning i et surt medium:

Fe ₂ O ₃ + CO → Fe + CO ₂

Generelle trinn

Vi ser på oksidasjonstallene til jern og karbon for å finne ut hvilken av de to som er oksidert eller redusert:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ + C ²⁺ O → Fe ⁰ + C ⁴⁺ O ₂

Jern er redusert, noe som gjør det til den oksiderende arten. I mellomtiden har karbonet blitt oksidert, og oppfører seg som den reduserende arten. Halvreaksjonene for oksidasjon og reduksjon er:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ → Fe ⁰ (reduksjon, for hver Fe 3-elektroner forbrukes)

CO → CO ₂ (oksidasjon, for alle CO ₂ 2-elektroner frigjøres)

Legg merke til at vi skriver oksydet, Fe ₂ O ₃ , fordi det inneholder Fe ³⁺ , i stedet for bare å plassere Fe ³⁺ . Vi balanserer atomene som trengs, bortsett fra oksygen:

Fe ₂ O ₃ → 2Fe

CO → CO ₂

Og vi fortsetter med å utføre balanseringen i et surt medium i begge halvreaksjonene, siden det er oksygenerte arter i mellom.

Balanse i surt medium

Vi legger til vann for å balansere oksygenene, og deretter H ^{+ for} å balansere hydrogelene:

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 ⁺

Nå balanserer vi ladningene ved å plassere elektronene som er involvert i halvreaksjonene:

6H ⁺ + 6e ^- + Fe ₂ O ₃ → 2Fe + 3H ₂ O

CO + H ₂ O → CO ₂ + 2H ⁺ + 2e ^-

Vi utjevner antall elektroner i begge halvreaksjonene og legger til dem:

(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 ^-

Vi avbryter elektroner, H ⁺ -ioner og vannmolekyler:

2Fe ₂ O ₃ + 6CO → 4Fe + 6CO ₂

Men disse koeffisientene kan deles med to for å forenkle ligningen enda mer, og ha:

Fe ₂ O ₃ + 3CO → 2Fe + 3CO ₂

Dette spørsmålet oppstår: var redoksbalansering nødvendig for denne ligningen? Ved prøving og feiling hadde det gått mye raskere. Dette viser at denne reaksjonen forløper uavhengig av pH i mediet.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. september 2019). Hvordan balansere redoksreaksjoner. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
3. Ann Nguyen & Luvleen Brar. (05. juni 2019). Balansere Redox-reaksjoner. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Oppgave 19: Justering av en redoksreaksjon i basisk medium med to oksidasjonshalvreaksjoner. Gjenopprettet fra: quimitube.com
5. Washington University i St. Louis. (SF). Øvingsproblemer: Redoksreaksjoner. Gjenopprettet fra: chemistry.wustl.edu
6. John Wiley & Sons. (2020). Hvordan balansere redox ligninger. Gjenopprettet fra: dummies.com
7. Rubén Darío OG (2015). Balansering av kjemiske ligninger. Gjenopprettet fra: aprendeenlinea.udea.edu.co