Eksempel på problem med balanseredoksreaksjon

chain45154 / Getty Images

Ved balansering av redoksreaksjoner må den totale elektroniske ladningen balanseres i tillegg til de vanlige molforholdene til komponentreaktantene og produktene. Dette eksempeloppgaven illustrerer hvordan man bruker halvreaksjonsmetoden for å balansere en redoksreaksjon i en løsning.

Spørsmål

Balanser følgende redoksreaksjon i en sur løsning:

Cu(s) + HNO₃(aq) → Cu²⁺(aq) + NO(g)

Løsning

Trinn 1: Identifiser hva som blir oksidert og hva som reduseres.

For å identifisere hvilke atomer som reduseres eller oksideres, tilordne oksidasjonstilstander til hvert atom i reaksjonen.

Til vurdering:

1. Regler for tildeling av oksidasjonsstater
2. Tilordning av oksidasjonstilstander Eksempelproblem
3. Eksempel på problem med oksidasjons- og reduksjonsreaksjon

• Cu(er): Cu = 0
• HNO₃: H = +1, N = +5, O = -6
• Med²⁺: Med = +2
• NO(g): N = +2, O = -2

Cu gikk fra oksidasjonstilstand 0 til +2, og mistet to elektroner. Kobber oksideres ved denne reaksjonen.
N gikk fra oksidasjonstilstand +5 til +2, og fikk tre elektroner. Nitrogen reduseres ved denne reaksjonen.

Trinn 2: Del reaksjonen i to halvreaksjoner: oksidasjon og reduksjon.

Oksidasjon: Cu → Cu²⁺

Reduksjon: HNO₃→ IKKE

Trinn 3: Balanser hver halvreaksjon med både støkiometri og elektronisk ladning.

Dette oppnås ved å tilsette stoffer til reaksjonen. Den eneste regelen er at de eneste stoffene du kan tilsette allerede må være i løsningen. Disse inkluderer vann (H_toÅH⁺ioner ( i sure løsninger ), ÅH^-ioner ( i grunnleggende løsninger ) og elektroner.

Start med oksidasjonshalvreaksjonen:

Halvreaksjonen er allerede atomisk balansert. For å balansere elektronisk må to elektroner legges til produktsiden.

Med → Med²⁺+ 2 og^-

Balanser nå reduksjonsreaksjonen.

Denne reaksjonen krever mer arbeid. Det første trinnet er å balansere alle atomer unntatt oksygen og hydrogen.

HNO₃→ IKKE

Det er bare ett nitrogenatom på begge sider, så nitrogen er allerede balansert.

Det andre trinnet er å balansere oksygenatomene. Dette gjøres ved å tilsette vann til siden som trenger mer oksygen. I dette tilfellet har reaktantsiden tre oksygener og produktsiden har bare ett oksygen. Legg til to vannmolekyler til produktsiden.

HNO₃→ NO + 2H_toO

Det tredje trinnet er å balansere hydrogenatomene. Dette oppnås ved å legge til H⁺ioner til den siden som trenger mer hydrogen. De reaktantsiden har ett hydrogenatom mens produktsiden har fire. Legg til 3 H⁺ioner til reaktantsiden.

HNO₃+ 3 H⁺→ NO + 2H_toO

Ligningen er balansert atomisk, men ikke elektrisk. Det siste trinnet er å balansere ladningen ved å legge til elektroner til den mer positive siden av reaksjonen. På reaktantsiden er den totale ladningen +3, mens produktsiden er nøytral. For å motvirke +3-ladningen, legg til tre elektroner på reaktantsiden.

HNO₃+ 3 H⁺+ 3 og^-→ NO + 2H_toO

Nå er reduksjonshalvligningen balansert.

Trinn 4: Utjevn elektronoverføringen.

I redoksreaksjoner , må antall oppnådde elektroner være lik antallet tapte elektroner. For å oppnå dette, multipliseres hver reaksjon med hele tall for å inneholde samme antall elektroner.

Oksydasjonshalvreaksjonen har to elektroner mens reduksjonshalvreaksjonen har tre elektroner. Den laveste fellesnevneren mellom dem er seks elektroner. Multipliser oksidasjonshalvreaksjonen med 3 og reduksjonshalvreaksjonen med 2.

3 Cu → 3 Cu²⁺+ 6 og^-
2 HNO₃+ 6 H⁺+ 6 og^-→ 2NO + 4H_toO

Trinn 5: Kombiner halvreaksjonene på nytt.

Dette oppnås ved å legge de to reaksjonene sammen. Når de er lagt til, avbryt alt som vises på begge sider av reaksjonen.

3 Cu → 3 Cu²⁺+ 6 og^-
+ 2 HNO₃+ 6 H⁺+ 6 og^-→ 2NO + 4H_toO

3 Cu + 2 HNO₃+6H⁺+ 6 og^-→ 3 Cu²⁺+ 2NO + 4H_to+ 6 og^-

Begge sider har seks elektroner som kan kanselleres.

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

Den fullstendige redoksreaksjonen er nå balansert.

Svar

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

Å oppsummere:

1. Identifiser oksidasjons- og reduksjonskomponentene i reaksjonen.
2. Separer reaksjonen i oksidasjonshalvreaksjonen og reduksjonshalvreaksjonen.
3. Balanser hver halvreaksjon både atomisk og elektronisk.
4. Utjevn elektronoverføringen mellom oksidasjons- og reduksjonshalvligninger.
5. Kombiner halvreaksjonene på nytt for å danne den fullstendige redoksreaksjonen.