Příklad problému Balance Redox Reaction

Při vyrovnávání redoxních reakcí musí být kromě obvyklých molárních poměrů reakčních složek a produktů vyvážen i celkový elektronický náboj. Tento příklad ilustruje, jak použít metodu poloviční reakce k vyvážení redoxní reakce v roztoku.

Vyvažte následující redoxní reakci v kyselém roztoku:

Cu (s) + HNO₃(aq) → Cu²⁺(aq) + NO (g)

Krok 1: Zjistěte, co je oxidováno a co je redukováno.

Chcete-li zjistit, které atomy jsou redukovány nebo oxidovány, přiřaďte oxidační stavy na každý atom reakce.

Pro shrnutí:

1. Pravidla pro přidělování oxidačních států
2. Přiřazení oxidačních stavů Příklad problému
3. Příklad oxidační a redukční reakce

• Cu (s): Cu = 0
• HNO₃: H = +1, N = +5, O = -6
• Cu²⁺: Cu = +2
• NO (g): N = +2, O = -2

Cu šel z oxidačního stavu 0 na +2 a ztratil dva elektrony. Měď se oxiduje touto reakcí.
N přešel z oxidačního stavu +5 na +2 a získal tři elektrony. Při této reakci se redukuje dusík.

Krok 2: Přerušte reakci na dvě poloviční reakce: oxidace a redukce.

Oxidace: Cu → Cu²⁺

Snížení: HNO₃ → NE

Krok 3: Vyrovnejte každou poloviční reakci pomocí stechiometrie i elektronického náboje.

Toho se dosáhne přidáním látek do reakce. Jediným pravidlem je, že jediné látky, které můžete přidat, musí být již v roztoku. Patří sem voda (H₂ACH⁺ ionty (v kyselých roztocích), ACH^- ionty (v základních řešeních) a elektrony.

Začněte s oxidační poloviční reakcí:

Poloviční reakce je již atomově vyvážená. Pro elektronické vyvážení je třeba na stranu produktu přidat dva elektrony.

Cu → Cu²⁺ + 2 e^-

Nyní vyrovnejte redukční reakci.

Tato reakce vyžaduje více práce. Prvním krokem je vyvážení všech atomů kromě kyslíku a vodíku.

HNO₃ → NE

Na obou stranách je pouze jeden atom dusíku, takže dusík je již vyrovnaný.

Druhým krokem je vyvážení atomů kyslíku. To se provádí přidáním vody na stranu, která potřebuje více kyslíku. V tomto případě má strana reaktantu tři kyslíky a strana produktu obsahuje pouze jeden kyslík. Přidejte dvě molekuly vody na stranu produktu.

HNO₃ → NO + 2 H₂Ó

Třetím krokem je vyrovnání atomů vodíku. Toho se dosáhne přidáním H⁺ ionty na stranu, která potřebuje více vodíku. strana reaktantu má jeden atom vodíku, zatímco strana produktu má čtyři. Přidejte 3 H⁺ ionty na straně reaktantu.

HNO₃ + 3 H⁺ → NO + 2 H₂Ó

Rovnice je atomově vyvážená, ale ne elektricky. Posledním krokem je vyrovnání náboje přidáním elektronů k pozitivnější straně reakce. Jedna strana reakčního činidla, celkový náboj je +3, zatímco strana produktu je neutrální. Chcete-li potlačit náboj +3, přidejte na stranu reaktantu tři elektrony.

HNO₃ + 3 H⁺ + 3 e^- → NO + 2 H₂Ó

Nyní je poloviční rovnice redukce vyvážená.

Krok 4: Vyrovnejte přenos elektronů.

v redoxní reakce, počet získaných elektronů se musí rovnat počtu ztracených elektronů. K dosažení tohoto cíle je každá reakce násobena celými čísly tak, aby obsahovala stejný počet elektronů.

Oxidační poloviční reakce má dva elektrony, zatímco redukční poloviční reakce má tři elektrony. Nejnižší společný jmenovatel mezi nimi je šest elektronů. Vynásobte oxidační poloviční reakci 3 a redukční poloviční reakci 2.

3 Cu → 3 Cu²⁺ + 6 e^-
2 HNO₃ + 6 H⁺ + 6 e^- → 2 NE + 4 H₂Ó

Krok 5: Znovu kombinujte poloviční reakce.

Toho se dosáhne přidáním obou reakcí dohromady. Jakmile jsou přidány, zrušte vše, co se objeví na obou stranách reakce.

3 Cu → 3 Cu²⁺ + 6 e^-
+ 2 HNO₃ + 6 H⁺ + 6 e^- → 2 NE + 4 H₂Ó

3 Cu + 2 HNO₃ + 6H⁺ + 6 e^- → 3 Cu²⁺ + 2 NE + 4 H₂O + 6 e^-

Obě strany mají šest elektrony které lze zrušit.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NE + 4 H₂Ó

Kompletní redoxní reakce je nyní vyvážená.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NE + 4 H₂Ó

Shrnout:

1. Identifikujte oxidační a redukční složky reakce.
2. Oddělte reakci na oxidační poloviční reakci a redukční poloviční reakci.
3. Vyvážte každou poloviční reakci atomově i elektronicky.
4. Vyrovnejte přenos elektronů mezi oxidačními a redukčními polovičními rovnicemi.
5. Zkombinujte poloviční reakce a vytvořte úplnou redoxní reakci.