Баланс Редокс Пример за реакция Проблем

При балансиране на редокс реакции, общият електронен заряд трябва да бъде балансиран в допълнение към обичайните моларни съотношения на компонентните реагенти и продукти. Този примерен проблем илюстрира как да използвате метода на полуреакцията, за да балансирате редокс реакция в разтвор.

Балансирайте следната редокс реакция в кисел разтвор:

Cu (s) + HNO₃(aq) → Cu²⁺(aq) + NO (g)

Стъпка 1: Определете какво се окислява и какво се намалява.

За да определите кои атоми се намаляват или окисляват, присвойте окислителни състояния към всеки атом на реакцията.

За преглед:

1. Правила за възлагане на окислителни държави
2. Присвояване на окислителни състояния Пример проблем
3. Пример за реакция на окисляване и редукция

• Cu (s): Cu = 0
• HNO₃: H = +1, N = +5, O = -6
• Cu²⁺: Cu = +2
• НЕ (ж): N = +2, О = -2

Cu премина от окислително състояние 0 до +2, губейки два електрона. Медта се окислява от тази реакция.
N премина от окислително състояние +5 до +2, получавайки три електрона. Азотът се намалява с тази реакция.

Стъпка 2: Разделете реакцията на две полуреакции: окисление и редукция.

Окисляване: Cu → Cu²⁺

Намаление: HNO₃ → НЕ

Стъпка 3: Балансирайте всяка полуреакция чрез стехиометрия и електронен заряд.

Това се постига чрез добавяне на вещества към реакцията. Единственото правило е, че единствените вещества, които можете да добавите, трябва да са вече в разтвора. Те включват вода (H₂О), Н⁺ йони (в кисели разтвори), ОХ^- йони (в основни решения) и електрони.

Започнете с окислителната полуреакция:

Полуреакцията вече е балансирана атомно. За да се балансира по електронен път, към страната на продукта трябва да се добавят два електрона.

Cu → Cu²⁺ + 2 е^-

Сега балансирайте реакцията на намаляване.

Тази реакция изисква повече работа. Първата стъпка е да се балансират всички атоми с изключение на кислород и водород.

HNO₃ → НЕ

Има само един азотен атом от двете страни, така че азотът вече е балансиран.

Втората стъпка е балансиране на кислородните атоми. Това става чрез добавяне на вода отстрани, която се нуждае от повече кислород. В този случай реакционната страна има три кислорода, а страната на продукта има само един кислород. Добавете две водни молекули към страната на продукта.

HNO₃ → NO + 2 H₂О

Третата стъпка е да се балансира водородните атоми. Това се постига чрез добавяне на Н⁺ йони в страната, която се нуждае от повече водород. Най- страна реагент има един водороден атом, докато страната на продукта има четири. Добавете 3 H⁺ йони към страната на реагента.

HNO₃ + 3 H⁺ → NO + 2 H₂О

Уравнението е балансирано атомно, но не електрически. Последната стъпка е балансиране на заряда чрез добавяне на електрони към по-положителната страна на реакцията. Едната страна на реагента, общият заряд е +3, докато страната на продукта е неутрална. За да противодействате на заряда +3, добавете три електрона към страната на реагента.

HNO₃ + 3 H⁺ + 3 e^- → NO + 2 H₂О

Сега полууравнението на намалението е балансирано.

Стъпка 4: Изравнете преноса на електрон.

в редокс реакции, броят на получените електрони трябва да е равен на броя на загубените електрони. За да се постигне това, всяка реакция се умножава по цели числа, за да съдържа един и същ брой електрони.

Полуреакцията на окисляване има два електрона, докато редукционната полуреакция има три електрона. Най-ниският общ знаменател между тях е шест електрона. Умножете окислителната полуреакция с 3 и редукционната полуреакция с 2.

3 Cu → 3 Cu²⁺ + 6 е^-
2 HNO₃ + 6 H⁺ + 6 е^- → 2 NO + 4 H₂О

Стъпка 5: Рекомбинирайте полуреакциите.

Това се постига чрез прибавяне на двете реакции заедно. След като бъдат добавени, анулирайте всичко, което се появява от двете страни на реакцията.

3 Cu → 3 Cu²⁺ + 6 е^-
+ 2 HNO₃ + 6 H⁺ + 6 е^- → 2 NO + 4 H₂О

3 Cu + 2 HNO₃ + 6Н⁺ + 6 е^- → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O + 6 e^-

И двете страни имат шест електрони които могат да бъдат отменени.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂О

Цялостната окислително-възстановителна реакция вече е балансирана.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂О

Да обобщим:

1. Определете окислителните и редукционните компоненти на реакцията.
2. Разделете реакцията на полу-реакцията на окисляване и половината на редукцията.
3. Балансирайте всяка полуреакция както атомно, така и електронно.
4. Изравнете преноса на електрони между полууравненията на окисляване и редукция.
5. Препоръчайте полуреакциите, за да се образува пълната редуксна реакция.