Skip to main content
LibreTexts - Ukrayinska

14.3: Балансування окислювально-відновних реакцій

  • Page ID
    22435
    • Anonymous
    • LibreTexts
    \( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

    Цілі навчання
    • Навчіться збалансувати прості окислювально-відновні реакції шляхом огляду.
    • Навчіться збалансувати складні окислювально-відновні реакції методом половини реакції.
    • Використовуйте розчинник або його частини як реагент або продукт для балансування окислювально-відновної реакції.

    Балансування простих окислювально-відновних реакцій може бути простим питанням переходу вперед і назад між продуктами та реагентами. Наприклад, в окисно-відновної реакції Na і Cl 2:

    \[\ce{Na + Cl2 → NaCl}\nonumber \]

    відразу повинно бути зрозуміло, що атоми Cl не збалансовані. Виправити це ми можемо, поставивши перед виробом коефіцієнт 2:

    \[\ce{Na + Cl2 → 2NaCl}\nonumber \]

    Однак зараз натрій незбалансований. Це можна виправити, включивши коефіцієнт 2 перед реагентом Na:

    \[\ce{2Na + Cl2 → 2NaCl}\nonumber \]

    Ця реакція зараз збалансована. Це було досить просто; ми говоримо, що ми можемо збалансувати реакцію інспекцією. Багато простих окислювально-відновних реакцій можна збалансувати шляхом огляду.

    Приклад\(\PageIndex{1}\)

    Збалансувати цю окислювально-відновну реакцію шляхом огляду:

    СО 2 + О 2 → СО 3

    Рішення

    По обидва боки рівняння є один атом S, тому сірка збалансована. Однак сторона реагенту має чотири атоми O, тоді як сторона продукту - три. Очевидно, що нам потрібно більше атомів O на стороні продукту, тому давайте почнемо з включення коефіцієнта 2 на SO 3:

    СО 2 + О 2 → 2СО 3

    Тепер це дає нам шість атомів O на стороні продукту, а також дисбалансує атоми S. Ми можемо збалансувати обидва елементи, додавши коефіцієнт 2 на SO 2 на стороні реагенту:

    2СО 2 + О 2 → 2СО 3

    Це дає нам два атоми S з обох сторін і загалом шість атомів O з обох сторін хімічного рівняння. Ця окислювально-відновна реакція тепер збалансована.

    Вправа\(\PageIndex{1}\)

    Збалансувати цю окислювально-відновну реакцію шляхом огляду:

    Всі + О 2 → Аль 2 О 3

    Відповідь

    4Ал + 3О 2 → 2Ал 2 О 3

    Перше, що ви повинні зробити, стикаючись з незбалансованою окислювально-відновною реакцією, - це спробувати збалансувати її шляхом огляду.

    Деякі окислювально-відновні реакції не легко врівноважуються оглядом. Розглянемо цю окислювально-відновну реакцію:

    Всі + вік → Всі 3 + + Вік

    На перший погляд це рівняння здається збалансованим: з обох сторін є один атом Ag і один атом Al з обох сторін. Однак, якщо подивитися на загальний заряд з кожного боку, є дисбаланс заряду: сторона реагенту має загальний заряд 1+, тоді як сторона продукту має загальний заряд 3+. Щось не так з цим хімічним рівнянням; незважаючи на рівну кількість атомів з кожного боку, воно не збалансоване.

    Фундаментальним моментом щодо окислювально-відновних реакцій, які не виникли раніше, є те, що загальна кількість втрачених електронів повинна дорівнювати загальній кількості електронів, що отримуються для збалансованості окислювально-відновної реакції. Це не стосується реакції алюмінію та срібла: атом Al втрачає три електрони, щоб стати іоном Al 3 +, тоді як іон Ag + отримує лише один електрон, щоб стати елементарним сріблом.

    Щоб збалансувати це, ми запишемо кожну реакцію окислення та відновлення окремо, перераховуючи кількість електронів явно в кожному. Окремо реакції окислення і відновлення називаються половинною реакцією s. Потім ми візьмемо кратні кожній реакції, поки кількість електронів з кожної сторони повністю не скасується і об'єднаємо половину реакцій у загальну реакцію, яка потім повинна бути збалансована. Цей метод врівноваження окислювально-відновних реакцій називається методом половинної реакції. (Є й інші способи врівноваження окислювально-відновних реакцій, але це єдиний, який буде використовуватися в цьому тексті. Причина цього буде розглянута в 14.4: Застосування окислювально-відновних реакцій - Вольтаїчні клітини цієї глави.)

    Половинна реакція окислення включає алюміній, який окислюється:

    Всі → Аль 3 +

    Ця половинна реакція не є повністю збалансованою, оскільки загальні заряди з кожної сторони не рівні. Коли атом Al окислюється до Al 3 +, він втрачає три електрони. Ми можемо записати ці електрони явно як продукти:

    Аль → Аль 3 +

    Тепер ця половина реакції збалансована як з точки зору атомів, так і зарядів.

    Редукційна половина реакції включає срібло:

    Вік + → Аг

    Загальний заряд не збалансований з обох сторін. Але ми можемо виправити це, додавши один електрон до сторони реагенту, оскільки іон Ag + повинен прийняти один електрон, щоб стати нейтральним атомом Ag:

    Ag + e → Ag

    Ця половина реакції тепер також збалансована.

    При об'єднанні двох половинних реакцій в збалансоване хімічне рівняння ключовим є те, що загальна кількість електронів повинна скасовуватися, тому кількість електронів, втрачених атомами, дорівнює кількості електронів, отриманих іншими атомами. Для цього може знадобитися помножити одну або обидві половинні реакції (и) на ціле число, щоб кількість електронів з кожної сторони була рівною. З трьома електронами як продукти і один як реагент, найменш загальне кратне цих двох чисел - три. Ми можемо використовувати одну реакцію алюмінію, але потрібно взяти тричі реакцію срібла:

    Аль → Аль 3 + 3e 3 × [Аг + + е → Аг]

    3 на другу реакцію розподіляється на всі види в реакції:

    Всі → Всі 3 + 3Аг + → 3Аг

    Тепер дві половинні реакції можуть бути об'єднані так само, як два алгебраїчні рівняння, зі стрілкою, яка служить знаком рівності. Ті ж види з протилежних сторін стрілки можна скасувати:

    \[Al+3Ag^{+}+3e^{-}\rightarrow Al^{3+}+3Ag+3e^{-}\nonumber \]

    Чиста збалансована окислювально-відновна реакція полягає в наступному:

    Всі +3 Аг + → Всі 3 + 3Аг

    На кожній стороні хімічного рівняння все ще є лише один атом Al, але зараз є три атоми Ag, і загальний заряд з кожного боку рівняння однаковий (3+ для обох сторін). Ця окислювально-відновна реакція збалансована. Для використання методу половини реакції знадобилося більше зусиль, ніж при огляді, але була отримана правильна збалансована окислювально-відновна реакція.

    Приклад\(\PageIndex{2}\)

    Збалансуйте цю окислювально-відновну реакцію за допомогою методу половини реакції:

    Плата 2 + Автомобіль → Плата + Кр 3 +

    Рішення

    Ми починаємо з написання двох половинних реакцій. Хром окислюється, а залізо відновлюється:

    Cr → Cr 3 + окислення Fe 2 + → відновлення Fe

    Потім включаємо відповідну кількість електронів на належній стороні, щоб збалансувати заряди для кожної реакції:

    Автомобіль → Кр 3 + Фр 2 + → Фе

    Перша реакція включає в себе три електрони, тоді як друга - два електрони. Найменш поширене кратне з цих двох чисел - шість, тому для отримання шести електронів в кожній реакції нам потрібно подвоїти першу реакцію і потроїти другу:

    2 × [Кр → Кр 3 +] = 2Кр → 2Кр 3 + 3 × [Фе 2 + → Fe] = 3Фе 2 + → 3Фе

    Ми можемо об'єднати дві кінцеві реакції, зазначивши, що електрони скасовують:

    \[2Cr+3Fe^{2+}+6e^{-}\rightarrow 2Cr^{3+}+3Fe+6e^{-}\nonumber \]

    Загальна, збалансована окислювально-відновна реакція

    2Ср + 3Ср 2 + → 2Ср 3 + 3Ср

    Вправа\(\PageIndex{2}\)

    Збалансуйте цю окислювально-відновну реакцію за допомогою методу половини реакції:

    O 2− + Ф 2 → О 2 + Ф

    Відповідь

    2 + 2Ф 2 → О 2 + 4Ф

    Багато окислювально-відновних реакцій відбуваються у водному розчині - у воді. Через це в багатьох випадках H 2 O або фрагмент молекули H 2 O (H + або OH зокрема) можуть брати участь в окисно-відновній реакції. Таким чином, нам потрібно навчитися включати розчинник у збалансоване окислювально-відновне рівняння.

    Розглянемо наступну половину реакції окислення у водному розчині, який має по одному атому Cr з кожного боку:

    Кр 3 + → КрО 4

    Тут атом Cr йде від +3 до ступеня окислення +7. Для цього атом Cr повинен втратити чотири електрони. Почнемо з перерахування чотирьох електронів як продуктів:

    Кр 3 +КрО 4 + 4е

    Але звідки беруться атоми O? Вони походять від молекул води або загального фрагмента молекули води, що містить атом O: OH іон. Коли ми збалансуємо цю половину реакції, ми повинні сміливо включати будь-який з цих видів у реакцію, щоб збалансувати елементи. Давайте використаємо H 2 O для збалансування атомів O; нам потрібно включити чотири молекули води, щоб збалансувати чотири атоми O в продуктах:

    2 О + Кр 3 + → КрО 4 + 4е

    Це врівноважує атоми O, але тепер вводить водень в реакцію. Ми можемо збалансувати атоми Н, додавши іон H +, який є ще одним фрагментом молекули води. Нам потрібно додати вісім іонів Н + в сторону продукту:

    2 О + Кр 3 + → КрО 4 + 4е + 8 Ч +

    Атоми Cr збалансовані, атоми O збалансовані, а атоми Н збалансовані; якщо перевірити загальний заряд по обидва боки хімічного рівняння, вони однакові (3+, в даному випадку). Ця половина реакції тепер збалансована, використовуючи молекули води та частини молекул води як реагенти та продукти.

    Реакції зниження можуть бути збалансовані аналогічним чином. Коли напівреакції окислення та відновлення індивідуально збалансовані, їх можна поєднувати так само, як і раніше: приймаючи кратні кожній половині реакції, якщо це необхідно, щоб скасувати всі електрони. Інші види, такі як H +, OH та H 2 O, також можуть бути скасовані в остаточній збалансованій реакції.

    Якщо не зазначено інше, не має значення, якщо ви додаєте H 2 O або OH - як джерело атомів O, хоча реакція може вказати кислий розчин або основний розчин як натяк на те, які види використовувати або яких видів слід уникати. OH іони не дуже поширені в кислих розчинях, тому їх слід уникати в цих умовах.

    Приклад\(\PageIndex{3}\)

    Збалансуйте цю окислювально-відновну реакцію. Припустимо базове рішення.

    2+ КрО 3 → Мн + КрО 4

    Рішення

    Ми починаємо з розділення процесів окислення та відновлення, щоб ми могли збалансувати кожну половину реакції окремо. Реакція окислення виглядає наступним чином:

    КрО 3 → КрО 4

    Атом Cr переходить від +5 до +7 ступеня окислення і втрачає в процесі два електрони. Ми додаємо ці два електрони на сторону виробу:

    КрО 3 КрО 4 + 2е

    Тепер ми повинні збалансувати атоми O. Оскільки рішення є базовим, ми повинні використовувати OH замість H 2 O:

    ОН + КрО 3 КрО 4 + 2е

    Ми ввели атоми Н як частину реагентів; ми можемо збалансувати їх, додаючи H + як продукти:

    ОН + КрО 3 КрО 4 + 2е + Н +

    Якщо ми перевіримо атоми і загальний заряд з обох сторін, то побачимо, що ця реакція збалансована. Однак якщо реакція відбувається в основному розчині, малоймовірно, що іони Н + будуть присутні в кількості. Спосіб вирішення цієї проблеми полягає в тому, щоб додати додатковий іон OH до кожної сторони рівняння:

    ОН + КрО 3 + ОН КрО 4 + 2е + Н + ОН

    Два іони OH на лівій стороні можна згрупувати як 2OH . З правого боку іони H + і OH можна згрупувати в молекулу H 2 O:

    2ОН + КРО 3 КРО 4 + 2е + Н 2 О

    Це більш підходяща форма для базового рішення.

    Тепер збалансуємо реакцію зниження:

    2 → Мн

    Атом Mn збирається від +4 до 0 в окислювальному числі, що вимагає посилення чотирьох електронів:

    4e + № 2 → Мп

    Потім ми врівноважуємо атоми O, а потім атоми H:

    4e + МН 2 → Мп + 2ОН + + Мно 2 → Мп + 2ОН

    Ми додаємо два OH іони з кожної сторони, щоб усунути іон H + в реагентах; види реагентів об'єднуються, утворюючи дві молекули води, а кількість іонів OH у продукті збільшується до чотирьох:

    2 О + 4е + МН 2 → Мн + 4ОН

    Ця реакція збалансована для основного рішення.

    Тепер ми поєднуємо дві збалансовані половинні реакції. Реакція окислення має два електрони, тоді як реакція відновлення - чотири. Найменш поширеним кратним цих двох чисел є чотири, тому ми помножимо реакцію окислення на 2, щоб електрони були збалансовані:

    2 × [2ОН + КРО 3 КрО 4 + 2е + Н 2 О] 2Н 2 О + 4е + № 2 → Мп + 4ОН

    Об'єднання цих двох рівнянь призводить до наступного рівняння:

    4ОН + 2КРО 3 + 2Н 2 О + 4е + Мно 2 → 2КрО 4 + 4е + 2Н 2 О + Мн + 4ОН

    Чотири електрони скасовуються. Так роблять дві молекули H 2 O та чотири іони OH . Що залишається

    2CrO 3 + № 2 → 2КрО 4 + Мп

    що є нашою остаточною збалансованою окислювально-відновною реакцією.

    Вправа\(\PageIndex{3}\)

    Збалансуйте цю окислювально-відновну реакцію. Припустимо базове рішення.

    Cl + MnO 4 → МНо 2 + КЛО 3

    Відповідь

    Н 2 О + Сл + 2МН 4 → 2МНО 2 + КЛ 3 + 2ОН

    Ключові виноси

    • Окислювально-відновні реакції можуть бути збалансовані шляхом огляду або методом половини реакції.
    • Розчинник може брати участь у окисно-відновних реакціях; у водних розчині Н 2 О, Н + та ОН можуть бути реагентами або продуктами.