МЕТОД РЕДОКС-БАЛАНСИРОВКИ: ШАГИ, ПРИМЕРЫ, УПРАЖНЕНИЯ - ХИМИЯ - 2026

Метод балансировки окислительно-восстановительного потенциала - это метод, который позволяет сбалансировать химические уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые в противном случае были бы головной болью. Здесь один или несколько видов обмениваются электронами; тот, кто отдает или теряет их, называется окисляющими видами, а тот, кто принимает или получает их, восстанавливающими видами.

В этом методе важно знать степень окисления этих частиц, поскольку они показывают, сколько электронов они получили или потеряли на моль. Благодаря этому можно уравновесить электрические заряды, записав электроны в уравнения, как если бы они были реагентами или продуктами.

Общие полуреакции окислительно-восстановительной реакции вместе с тремя главными действующими лицами во время их уравновешивания: H +, H2O и OH-. Источник: Габриэль Боливар.

Верхнее изображение показывает, насколько эффективно электроны e ^- размещаются в качестве реагентов, когда окисляющие частицы получают их; и как продукты, когда восстанавливающие виды их теряют. Обратите внимание, что для уравновешивания этого типа уравнений необходимо овладеть понятиями окислительных и окислительно-восстановительных чисел.

Виды H ⁺ , H ₂ O и OH ^- , в зависимости от pH реакционной среды, позволяют уравновешивать окислительно-восстановительный потенциал, поэтому их очень часто можно найти в упражнениях. Если среда кислая, прибегаем к H ⁺ ; но если, наоборот, среда является базовой, то мы используем ОН ^- для балансировки.

Сам характер реакции диктует, каким должен быть pH среды. Вот почему, хотя оно может быть сбалансировано, исходя из кислой или щелочной среды, окончательное сбалансированное уравнение покажет, действительно ли ионы H ⁺ и OH ^- необязательны или нет .

меры

- Общее

Проверить степень окисления реагентов и продуктов

Предположим следующее химическое уравнение:

Cu (s) + AgNO ₃ (водн.) → Cu (NO ₃ ) ₂ + Ag (s)

Это соответствует окислительно-восстановительной реакции, при которой происходит изменение степени окисления реагентов:

Cu ⁰ (т) + Ag ⁺ NO ₃ (водн.) → Cu ²⁺ (NO ₃ ) ₂ + Ag (т) ⁰

Определите окисляющие и восстанавливающие виды

Окисляющие частицы получают электроны, окисляя восстанавливающие частицы. Следовательно, его степень окисления уменьшается: она становится менее положительной. Между тем степень окисления редуцирующего вещества увеличивается, поскольку он теряет электроны: он становится более положительным.

Таким образом, в предыдущей реакции окисляется медь, поскольку она переходит из Cu ⁰ в Cu ²⁺ ; и серебро уменьшается по мере перехода от Ag ⁺ к Ag ⁰ . Медь является восстановителем, а серебро - окислителем.

Напишите полуреакции и сбалансируйте атомы и заряды

Для определения того, какие виды приобретают или теряют электроны, полуреакции окислительно-восстановительного восстановления записываются следующим образом:

Cu ⁰ → Cu ²⁺

Ag ⁺ → Ag ⁰

Медь теряет два электрона, а серебро получает один. Помещаем электроны в обе полуреакции:

Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^-

Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰

Обратите внимание, что нагрузки остаются сбалансированными в обеих полуреакциях; но если бы они были сложены вместе, закон сохранения вещества был бы нарушен: количество электронов должно быть одинаковым в двух полураакциях. Следовательно, второе уравнение умножается на 2 и складываются два уравнения:

(Cu ⁰ → Cu ²⁺ + 2e ^- ) x 1

(Ag ⁺ + e ^- → Ag ⁰ ) x 2

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

Электроны компенсируются, потому что они находятся по бокам от реагентов и продуктов:

Cu ⁰ + 2Ag ⁺ → Cu ²⁺ + 2Ag ⁰

Это глобальное ионное уравнение.

Подставляем коэффициенты ионного уравнения в общее уравнение

Наконец, стехиометрические коэффициенты из предыдущего уравнения переносятся в первое уравнение:

Cu (s) + 2AgNO ₃ (водн.) → Cu (NO ₃ ) ₂ + 2Ag (s)

Обратите внимание, что 2 был расположен с AgNO _3, потому что в этой соли серебро имеет вид Ag ⁺ , и то же самое происходит с Cu (NO ₃ ) ₂ . Если это уравнение не сбалансировано в конце, мы приступаем к выполнению испытания.

Уравнение, предложенное на предыдущих шагах, можно было бы уравновесить непосредственно методом проб и ошибок. Однако существуют окислительно-восстановительные реакции, для которых необходима кислая (H ⁺ ) или основная (OH ^- ) среда . Когда это происходит, балансировка невозможна при условии, что среда нейтральна; как только что показано (ни H ^+, ни OH ^{- не добавлялись} ).

С другой стороны, удобно знать, что атомы, ионы или соединения (в основном оксиды), в которых происходят изменения степени окисления, записываются в полураакциях. Это будет выделено в разделе упражнений.

- Весы в кислой среде

Когда среда кислая, необходимо остановиться на двух полуреакциях. На этот раз при балансировке мы игнорируем атомы кислорода и водорода, а также электроны. В конце концов, электроны уравновесятся.

Затем, на стороне реакции с меньшим количеством атомов кислорода, мы добавляем молекулы воды, чтобы компенсировать это. С другой стороны, мы уравновешиваем водород с ионами H ⁺ . И, наконец, мы добавляем электроны и выполняем уже описанные общие шаги.

- Баланс в базовой среде

Когда среда является основной, поступают так же, как и в кислой среде с небольшой разницей: на этот раз на той стороне, где больше кислорода, будет расположено количество молекул воды, равное этому избытку кислорода; а с другой стороны, ионы ОН ^- для компенсации водородов.

Наконец, электроны уравновешиваются, две полуреакции складываются, и коэффициенты глобального ионного уравнения подставляются в общее уравнение.

Примеры

Следующие уравнения сбалансированного и несбалансированного окислительно-восстановительного потенциала служат в качестве примеров, чтобы увидеть, насколько они изменяются после применения этого метода балансировки:

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

P ₄ + 10 ClO ^- + 6 H ₂ O → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 12 H ⁺ (сбалансированная кислая среда)

P ₄ + 10 ClO ^- + 12 OH ^- → 4 PO ₄ ^3- + 10 Cl ^- + 6 H ₂ O (сбалансированная основная среда)

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

3I ₂ + KNO ₃ + 3H ₂ O → 5I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^- + 6H ⁺ (сбалансированная кислая среда)

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

3HNO ₂ + 5H ⁺ + Cr ₂ O ₂ ^7- → 3NO ₃ ^- + 2Cr ³⁺ + 4H ₂ O (сбалансированная кислая среда)

упражнения

Упражнение 1

Уравновесьте следующее уравнение в основной среде:

I ₂ + KNO ₃ → I ^- + KIO ₃ + NO ₃ ^-

Общие шаги

Мы начинаем с записи степени окисления веществ, которые, как мы подозреваем, были окислены или восстановлены; в этом случае атомы йода:

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

Обратите внимание, что йод окисляется и в то же время восстанавливается, поэтому мы переходим к записи двух соответствующих полуреакций:

Я ₂ → I ^- (сокращение, для каждого I ^- 1 электрон потребляется)

Я ₂ → IO ₃ ^- (окисление, для каждого IO ₃ ^- 5 электронов освобождены)

В полуреакцию окисления мы помещаем анион IO ₃ ^- , а не атом йода, как I ⁵⁺ . Балансируем атомы йода:

I ₂ → 2I ^-

I ₂ → 2IO ₃ ^-

Баланс в основной среде

Теперь мы сосредоточимся на уравновешивании полуреакции окисления в основной среде, поскольку в ней присутствуют кислородсодержащие частицы. Мы добавляем к продукту столько же молекул воды, сколько атомов кислорода:

I ₂ → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

А в левой части уравновешиваем водород с ОН ^- :

I ₂ + 12OH ^- → 2IO ₃ ^- + 6H ₂ O

Записываем две полураакции и добавляем недостающие электроны, чтобы сбалансировать отрицательные заряды:

I ₂ + 2e ^- → 2I ^-

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

Выравниваем количество электронов в обеих полураакциях и складываем их:

(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 ^-

Электроны сокращаются, и мы делим все коэффициенты на четыре, чтобы упростить глобальное ионное уравнение:

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

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

И наконец, подставляем коэффициенты ионного уравнения в первое уравнение:

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

Уравнение уже сбалансировано. Сравните этот результат с балансировкой в ​​кислой среде в Примере 2.

Упражнение 2.

Уравновесите следующее уравнение в кислой среде:

Fe ₂ O ₃ + CO → Fe + CO ₂

Общие шаги

Мы смотрим на степени окисления железа и углерода, чтобы выяснить, какая из двух была окислена или восстановлена:

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

Железо было восстановлено, что сделало его окислителем. Между тем углерод окислился, действуя как восстановитель. Рассматриваемые полуреакции окисления и восстановления:

Fe ₂ ³⁺ O ₃ → Fe ⁰ (восстановление, на каждый Fe расходуется 3 электрона)

СО → СО ₂ (окисление, для каждого CO ₂ 2 электроны освобождены)

Обратите внимание, что мы пишем оксид Fe ₂ O ₃ , потому что он содержит Fe ³⁺ , а не просто помещаем Fe ³⁺ . Мы уравновешиваем необходимые атомы, кроме атомов кислорода:

Fe ₂ O ₃ → 2Fe

CO → CO ₂

И мы приступаем к выполнению балансировки в кислой среде в обеих полуреакциях, так как между ними есть кислородсодержащие вещества.

Баланс в кислой среде

Мы добавляем воду, чтобы уравновесить кислород, а затем H ^+, чтобы уравновесить атомы водорода:

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 ⁺

Теперь уравновесим заряды, поместив электроны, участвующие в полуреакциях:

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

CO + H ₂ O → CO ₂ + 2H ⁺ + 2e ^-

Выравниваем количество электронов в обеих полуреакциях и складываем их:

(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 ^-

Мы отменяем электроны, ионы H ⁺ и молекулы воды:

2Fe ₂ O ₃ + 6CO → 4Fe + 6CO ₂

Но эти коэффициенты можно разделить на два, чтобы еще больше упростить уравнение, имея:

Fe ₂ O ₃ + 3CO → 2Fe + 3CO ₂

Возникает вопрос: требовалось ли для этого уравнения балансировки окислительно-восстановительного потенциала? Методом проб и ошибок это было бы намного быстрее. Это показывает, что эта реакция протекает независимо от pH среды.

Ссылки

1. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. (2008). Химия (8-е изд.). CENGAGE Обучение.
2. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии. (22 сентября 2019 г.). Как сбалансировать окислительно-восстановительные реакции. Получено с: thinkco.com
3. Энн Нгуен и Лувлин Брар. (05 июня 2019 г.). Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций. Химия LibreTexts. Получено с: chem.libretexts.org
4. Quimitube. (2012). Упражнение 19: Регулировка окислительно-восстановительной реакции в основной среде с двумя полуреакциями окисления. Получено с: quimitube.com
5. Вашингтонский университет в Сент-Луисе. (SF). Проблемы практики: окислительно-восстановительные реакции. Получено с: chemistry.wustl.edu
6. Джон Вили и сыновья. (2020). Как сбалансировать окислительно-восстановительные уравнения. Получено с: dummies.com
7. Рубен Дарио О.Г. (2015). Уравновешивание химических уравнений. Получено с: aprendeenlinea.udea.edu.co