17.1: Балансування окислювально-відновних реакцій

Цілі навчання

• Визначте електрохімію та ряд важливих пов'язаних термінів
• Розщеплені окислювально-відновні реакції на їх напівреакції окислення та відновні напівреакції
• Виготовити збалансовані окислювально-відновні рівняння для реакцій в кислому або основному розчині
• Визначте окислювачі та відновники

Електрика відноситься до ряду явищ, пов'язаних з наявністю і потоком електричного заряду. Електрика включає такі різноманітні речі, як блискавка, статична електрика, струм, що генерується акумулятором, коли він розряджається, та багато інших впливів на наше повсякденне життя. Потік або рух заряду - електричний струм (рис.\(\PageIndex{1}\)). Електрони або іони можуть нести заряд. Елементарною одиницею заряду є заряд протона, який за величиною дорівнює заряду електрона. Одиницею заряду СІ є кулон (С), а заряд протона 1,602 × 10 ⁻¹⁹ С. Наявність електричного заряду генерує електричне поле. Електричний струм - це швидкість потоку заряду.

Малюнок\(\PageIndex{1}\): Явища, пов'язані з електрикою, включають блискавку, накопичення статичної електрики та струм, що виробляється акумулятором. (кредит ліворуч: модифікація роботи Томаса Брессона; кредитна середина: модифікація роботи Кріса Дарлінга; кредит праворуч: модифікація роботи Вінделла Оская).

Одиницею СІ для електричного струму є базова одиниця СІ, яка називається ампер (А), яка є витратою 1 кулон заряду в секунду (1 А = 1 С/с). Електричний струм протікає по шляху, званому електричним ланцюгом. У більшості хімічних систем необхідно підтримувати замкнутий шлях для протікання струму. Потік заряду генерується різницею електричних потенціалів, або потенціалом, між двома точками ланцюга. Електричний потенціал - це здатність електричного поля виконувати роботу на заряді. Одиницею СІ електричного потенціалу є вольт (В). Коли 1 кулон заряду рухається через різницю потенціалів 1 вольт, він отримує або втрачає 1 джоуль (Дж) енергії. Таблиця\(\PageIndex{1}\) узагальнює деякі з цих відомостей про електрику.

Таблиця\(\PageIndex{1}\): Загальні електричні терміни

Кількість	Визначення	Вимірювання або одиниця
Електричний заряд	Зарядка на протон	1,602 × 10 ^−19 СМ
Електричний струм	рух заряду	ампер = А = 1 С/с
Електричний потенціал	Сила, яка намагається зрушити заряд	вольт = V = J/C
Електричне поле	Сила, що діє на інші заряди поблизу

Електрохімія вивчає окислювально-відновні реакції, про які вперше йшлося в попередньому розділі, де ми дізналися, що окислення - це втрата електронів, а відновлення - посилення електронів. Обговорювані реакції, як правило, були досить простими, а збереження маси (підрахунок атомів за типом) та виведення правильно збалансованого хімічного рівняння були відносно простими. У цьому розділі ми зосередимося на методі напівреакції для балансування окислювально-відновних реакцій. Використання напівреакцій важливо частково для балансування більш складних реакцій і частково тому, що багато аспектів електрохімії легше обговорювати з точки зору напівреакцій. Існують альтернативні методи збалансування цих реакцій; однак, немає хороших альтернатив напівреакціям для обговорення того, що відбувається в багатьох системах. Метод напівреакції розщеплює окислювально-відновні реакції на їх «половину» окислення та відновлення «половину», щоб полегшити пошук загального рівняння.

Електрохімічні реакції часто відбуваються в розчині, які можуть бути кислими, основними або нейтральними. При балансуванні окислювально-відновних реакцій може мати значення характер розчину. Це допомагає побачити це в актуальній проблемі. Розглянемо наступні незбалансовані окислювально-відновну реакцію в кислому розчині:

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Fe^3+}(aq) \nonumber \]

Ми можемо почати з збору видів, які ми маємо до цього часу, в незбалансовану напівреакцію окислення та незбалансовану напівреакцію відновлення. Кожна з цих напівреакцій містить один і той же елемент у двох різних станах окислення. Fe ^{2 +} втратив електрон, щоб стати Fe ^{3 +}; отже, залізо піддавалося окисленню. Зменшення не настільки очевидне; однак марганець отримав п'ять електронів, щоб перейти від Mn ^{7 +} до Mn ^{2 +}.

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {окислення (незбалансоване):}\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq)\\
&\ textrm {зменшення (незбалансоване):}\ ce {Mno4-} (aq) \ce {Mn^2+} (aq)
\ кінець {вирівнювати*}\ nonumber\]

У кислому розчині присутні іони водню, які часто корисні для балансування напівреакцій. Можливо, доведеться використовувати іони водню безпосередньо або як реагент, який може реагувати з киснем для утворення води. Іони водню дуже важливі в кислих розчинах, де реагенти або продукти містять водень та/або кисень. У цьому прикладі напівреакція окислення не включає ні водень, ні кисень, тому іони водню не потрібні для балансування. Однак, зниження напівреакції дійсно включає кисень. Для перетворення цього кисню в воду необхідно використовувати іони водню.

\[\textrm{charge not balanced: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

У основному розчині ситуація інша, оскільки концентрація іонів водню нижча, а концентрація гідроксид-іонів вища. Закінчивши цей приклад, розглянемо, чим основні розчини відрізняються від кислих розчинів. Нейтральний розчин може розглядатися як кислий або основний, хоча лікувати його як кислий, як правило, простіше.

Атоми заліза в окислювальній напівреакції збалансовані (баланс маси); однак заряд незбалансований, так як заряди на іоні не рівні. Необхідно використовувати електрони для врівноваження заряду. Спосіб збалансувати заряд полягає в додаванні електронів до однієї сторони рівняння. Додавання одного електрона з правого боку дає збалансовану напівреакцію окислення:

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-} \nonumber \]

Ви повинні перевірити напівреакцію на кількість кожного типу атома і загальний заряд з кожного боку рівняння. Заряди включають фактичні заряди іонів на кількість іонів, а заряд на електроні - на кількість електронів.

\ [\ begin {вирівнювати*}
&\ textrm {Fe:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (+2)] = [1× (+3) +1× (−1)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Якщо атоми і заряди балансують, то напівреакція врівноважується. У напівреакціях окислення електрони з'являються у вигляді продуктів (праворуч). Як обговорювалося в попередньому розділі, оскільки залізо піддавалося окисленню, залізо є відновником.

Тепер повернемося до редукційного рівняння напівреакції:

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Атоми збалансовані (баланс маси), тому тепер необхідно перевірити на баланс заряду. Загальний заряд зліва від стрілки реакції дорівнює [(−1) × (1) + (8) × (+1)], або +7, тоді як загальний заряд з правого боку дорівнює [(1) × (+2) + (4) × (0)], або +2. Різниця між +7 і +2 становить п'ять, тому для досягнення балансу заряду необхідно додати п'ять електронів в ліву сторону.

\[\textrm{Reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Слід перевірити цю напівреакцію для кожного типу атома і для заряду, а також:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 8 × 1) =( 4 × 2)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 4) =( 4 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Тепер, коли ця напівреакція збалансована, легко побачити, що вона передбачає зменшення, оскільки електрони були отримані, коли\(\ce{MnO4-}\) було зменшено до Mn ^{2 +}. У всіх відновних напівреакціях електрони з'являються у вигляді реагентів (з лівого боку). Як обговорювалося в попередньому розділі, вид, який був відновлений,\(\ce{MnO4-}\) в даному випадку ще називають окислювачем. Тепер у нас є дві збалансовані напівреакції.

\ [\ почати {вирівнювати*}
&\ textrm {окислення:}\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq) +\ ce {e-}\\
&\ textrm {скорочення:}\ ce {Mn4-} (q) +\ ce {8H+} (ак) +\ ce {5e-} +} (aq) +\ ce {4H2O} (л)
\ кінець {вирівнювати*}\ nonumber\]

Тепер необхідно поєднати дві половинки, щоб виробити цілу реакцію. Ключем до об'єднання напівреакцій є електрони. Втрачені при окисленні електрони повинні кудись піти. Ці електрони йдуть викликати скорочення. Кількість електронів, перенесених з напівреакції окислення до відновної напівреакції, має бути рівним. Не може бути відсутніх або зайвих електронів. У цьому прикладі напівреакція окислення генерує один електрон, тоді як відновна напівреакція вимагає п'яти. Найнижчий загальний кратний один і п'ять - п'ять; отже, необхідно помножити кожен член в напівреакції окислення на п'ять, а кожен член у відновній напівреакції на одиницю. (У цьому випадку множення редукційної напівреакції не призводить до змін; однак це не завжди буде так.) Множення двох напівреакцій на відповідний коефіцієнт з подальшим додаванням двох половинок дає

\ [\ почати {вирівнювати*}
&\ textrm {окислення:} 5 × (\ ce {Fe^2+} (q) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq) +\ ce {e-})\\
&\ підкреслення {\ textrm {скорочення:}\ ce {MnO4-} (ак) +\ ce {8H+} (q) +\ ce {8H+} (q) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Mn^2+} (q) +\ ce {4H2O} (л)}\\
&\ textrm {загальний:}\ ce {5Fe^2+} (ак) +\ ce {MnO4-} (ак) +\ ce {8H+} (q) ⟶\ ce {5Fe^3+} ( q) +\ ce {Mn^2+} (q) +\ ce {4H2O} (л)
\ кінець {вирівнювати*}\ nonumber\]

Електрони не з'являються в остаточній відповіді, оскільки електрони окислення - це ті ж електрони, що і відновні електрони, і вони «скасовують». Уважно перевірте кожну сторону загального рівняння, щоб переконатися, що все було об'єднано правильно:

\ [\ begin {вирівнювати*}
&\ textrm {Fe:}\ mathrm {Чи\ :( 5×1) =( 5×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 1) =( 1 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 8 × 1) =( 4 × 2)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 4) =( 4 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [5× (+2) +1× (−1) +8× (+1)] = [5× (+3) +1× (+2)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Все перевіряє, тому це загальне рівняння в кислотному розчині. Якщо щось не перевіряє, то найпоширеніша помилка виникає під час множення окремих напівреакцій.

Тепер припустимо, що ми хотіли, щоб рішення було основним. Нагадаємо, що основні розчини мають надлишок гідроксидних іонів. Деякі з цих гідроксидних іонів будуть реагувати з іонами водню з утворенням води. Найпростіший спосіб генерувати збалансоване загальне рівняння в базовому розчині - почати з збалансованого рівняння в кислотному розчині, а потім «перетворити» його в рівняння для основного рішення. Однак при цьому необхідно проявляти обережність, оскільки багато реагентів поводяться по-різному в основних умовах, і багато іонів металів будуть осідати як гідроксид металу. Ми щойно справили наступну реакцію, яку хочемо змінити на основну реакцію:

\[\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Однак в основних умовах\(\ce{MnO4-}\) зазвичай знижується до MnO ₂ і залізо буде присутній як Fe (OH) ₂ або Fe (OH) ₃. З цих причин при основних умовах ця реакція буде

\[\ce{3Fe(OH)2}(s)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{3Fe(OH)3}(s)+\ce{MnO2}(s)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

(При дуже базових умовах\(\ce{MnO4-}\) зменшиться до\(\ce{MnO4^2-}\), замість MnO ₂.)

Ще можна збалансувати будь-яку окислювально-відновну реакцію як кислотну реакцію, а потім, коли це необхідно, перетворити рівняння в основну реакцію. Це спрацює, якщо кислотні та основні реагенти та продукти однакові або якщо основні реагенти та продукти використовуються до перетворення з кислих або основних. Існує дуже мало прикладів, коли в кислотних і основних реакціях будуть задіяні одні і ті ж реагенти і продукти. Однак балансування основної реакції як кислої, а потім перетворення в основну спрацює. Для перетворення в основну реакцію необхідно додати однакову кількість гідроксидних іонів в кожну сторону рівняння, щоб всі іони водню (Н ⁺) були видалені і баланс маси підтримувався. Іон водню поєднується з гідроксид-іоном (ОН ⁻) для отримання води.

Давайте тепер спробуємо базове рівняння. Почнемо з наступної основної реакції:

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{MnO2}(s) \nonumber \]

Балансуючи це, як кислота дає

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{2H+}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

У цьому випадку необхідно додати два гідроксидні іони в кожну сторону рівняння, щоб перетворити два іони водню зліва в воду:

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H+ + 2OH- )}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H2O)}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Зверніть увагу, що обидві сторони рівняння показують воду. Спрощення слід робити, коли це необхідно, і дає потрібне рівняння. В цьому випадку необхідно зняти по одній Н ₂ О з кожного боку реакційних стрілок.

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Знову перевірте кожну сторону загального рівняння, щоб переконатися, що немає помилок:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cl:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 1) =( 1 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 2 × 1) =( 2×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 2) =( 2 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 2×4+1×1) =( 3×1+2 × 2+2 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (−1) +2× (−1)] = [1× (−1) +2× (−1)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Все перевіряє, так що це загальне рівняння в базовому рішенні.

Приклад\(\PageIndex{1}\): Balancing Acidic Oxidation-Reduction Reactions

Збалансуйте наступне рівняння реакції в кислому розчині:

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr^3+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]

Продам торцювання

Це окислювально-відновна реакція, тому почніть із збору видів, заданих у незбалансовану напівреакцію окислення та незбалансовану відновну напівреакцію.

\ [\ почати {вирівнювати*}
&\ textrm {окислення (незбалансоване):}\ ce {Cr^3+} (aq) ⟶\ ce {Cr2O7^2-} (aq)\\
&\ textrm {зменшення (незбалансоване):}\ ce {Mno4-} (aq) \ce {Mn^2+} (q)
\ кінець {вирівнювати*}\ nonumber\]

Починаючи з напівреакції окислення, ми можемо збалансувати хром

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]

У кислому розчині ми можемо використовувати або генерувати іони водню (H ⁺). Додавання семи молекул води в ліву сторону забезпечує необхідний кисень; «лівий над» водень виглядає як 14 Н ⁺ справа:

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq) \nonumber \]

Ліва частина рівняння має загальний заряд [2 × (+3) = +6], а права - загальний заряд [−2 + 14 × (+1) = +12]. Різниця становить шість; додавання шести електронів до правого боку виробляє збалансовану по масі і заряду напівреакцію окислення (в кислому розчині):

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)+\ce{6e-} \nonumber \]

Перевірка напівреакції:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Чи\ :( 2×1) =( 1×2)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 7 × 2) =( 14 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 7 × 1) =( 1 × 7)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [2× (+3)] = [1× (−2) +14× (+1) +6× (−1)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Тепер працюємо над скороченням. Необхідно перетворити чотири атоми кисню в перманганаті в чотири молекули води. Для цього потрібно додати вісім Н ⁺, щоб перетворити кисень в чотири молекули води:

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Потім додайте п'ять електронів в ліву сторону, щоб збалансувати заряд:

\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Обов'язково перевірте напівреакцію:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 8 × 1) =( 4 × 2)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 4) =( 4 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Збираємо те, що маємо поки що:

\ [\ почати {вирівнювати*}
&\ textrm {окислення:}\ ce {2Cr^3+} (q) +\ ce {7H2O} (л) ⟶\ ce {Cr2O7^2-} (ак) +\ ce {14H+} (q) +\ ce {6e-}\\
&\ textrm {скорочення:}\ ce {MnO4-} (q) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Мн^2+} (q) +\ ce {4H2O} (л)
\ кінець {вирівня*}\ nonumber\]

Найменш поширеним кратним для електронів є 30, тому помножте напівреакцію окислення на п'ять, полуреакцію відновлення на шість, об'єднайте та спростіть:

\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{35H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)+\ce{48H+}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{70H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq)+\ce{24H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{11H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{22H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq) \nonumber \]

Перевірка кожної сторони рівняння:

\ [\ begin {вирівнювати*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 6×1) =( 6×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Cr:}\ mathrm {Чи\ :( 10 × 1) =( 5×2)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 11 × 2) =( 22 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 11 × 1+6×4) =( 5 × 7)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [10× (+3) +6× (−1)] = [5× (−2) +2× (+1) +6× (+2)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Це збалансоване рівняння в кислотному розчині.

Вправа\(\PageIndex{1}\)

Врівноважте наступне рівняння в кислотному розчині:

\[\ce{Hg2^2+ + Ag ⟶ Hg + Ag+} \nonumber \]

Відповідь

\[\ce{Hg2^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)⟶\ce{2Hg}(l)+\ce{2Ag+}(aq) \nonumber \]

Приклад\(\PageIndex{2}\): Balancing Basic Oxidation-Reduction Reactions

Збалансуйте наступне рівняння реакції в основному розчині:

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]

Рішення немає

Це окислювально-відновна реакція, тому почніть із збору видів, заданих у незбалансовану напівреакцію окислення та незбалансовану відновлювальну напівреакцію

\ [\ почати {вирівнювати*}
&\ textrm {окислення (незбалансоване):}\ ce {Cr (OH) 3} (s) ⟶\ ce {cro4^2-} (aq)\\
&\ textrm {зменшення (незбалансоване):}\ ce {Mno4-} (q) ⟶\ ce {MnO2} (s)
\ кінець {вирівнювати*}\ nonumber\]

Починаючи з напівреакції окислення, ми можемо збалансувати хром

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]

У кислому розчині ми можемо використовувати або генерувати іони водню (H ⁺). Додавання однієї молекули води в ліву сторону забезпечує необхідний кисень; «лівий над» водень виглядає як п'ять Н ⁺ з правого боку:

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]

Ліва частина рівняння має загальний заряд [0], а права - загальний заряд [−2 + 5 × (+1) = +3]. Різниця три, додавання трьох електронів до правого боку виробляє збалансовану масу- і зарядно-збалансовану напівреакцію окислення (в кислому розчині):

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq)+\ce{3e-} \nonumber \]

Перевірка напівреакції:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 3+1×2) =( 5×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 3+1 × 1) =( 4×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [0= [1× (−2) +5× (+1) +3× (−1)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Тепер працюємо над скороченням. Необхідно перетворити чотири атоми O в MnO ₄ ⁻ за вирахуванням двох атомів O в MnO ₂ на дві молекули води. Для цього потрібно додати чотири Н ⁺, щоб перетворити кисень в дві молекули води:

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Потім додайте три електрона в ліву сторону, щоб збалансувати заряд:

\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{3e-}⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Обов'язково перевірте напівреакцію:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 4 × 1) =( 2 × 2)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 4) =( 1×2+2 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (−1) +4× (+1) +3× (−1)] = [0]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Збираємо те, що маємо поки що:

\ [\ почати {вирівнювати*}
&\ textrm {окислення:}\ ce {Cr (ОН) 3} (и) +\ ce {H2O} (л) ⟶\ ce {Cro4^2-} (ак) +\ ce {5H+} (q) +\ ce {3e-}\
&\ textrm {скорочення:}\ ce {MnO4-} (q) +\ ce {4Н+} (q) +\ ce {3e-} ⟶\ ce {MnO2} (и) +\ ce {2H2O} (л)
\ кінець {вирівнювати*}\ nonumber\]

У цьому випадку обидві половинні реакції включають однакову кількість електронів; отже, просто додайте дві напівреакції разом.

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{H+}(aq) \nonumber \]

Перевірка кожної сторони рівняння:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Cr:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 1) =( 1 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 3) =( 2×1+1 × 1 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 4+1×3) =( 1×4+1×2+1 × 1 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (−1)] = [1× (−2) +1× (+1)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Це збалансоване рівняння в кислотному розчині. Для основного розчину додайте по одному іону гідроксиду в кожну сторону і спростіть:

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{(H+ + OH- )}(aq) \nonumber \]

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Перевірка кожної сторони рівняння:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Чи\ :( 1×1) =( 1×1)? \: Так.} \\
&\ текст {Cr:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 1) =( 1 × 1)? \ :Так.} \\
&\ текст {H:}\ mathrm {Чи\ :( 1 × 1+1 × 3) =( 2×2)? \ :Так.} \\
&\ текст {O:}\ mathrm {Чи є\ :( 1 × 1+1×4+1×3) =( 1×4+1×2×2×1)? \ :Так.} \\
&\ текст {Заряд:}\ mathrm {Чи\: [1× (−1) +1× (−1)] = [1× (−2)]? \ :Так.}
\ end {вирівнювати*}\ nonumber\]

Це збалансоване рівняння в базовому розв'язку.

Вправа\(\PageIndex{2}\)

Врівноважте наступне в зазначеному типі розчину.

1. \(\ce{H2 + Cu^2+ ⟶ Cu \:\:\:(acidic\: solution)}\)
2. \(\ce{H2 + Cu(OH)2 ⟶ Cu\:\:\:(basic\: solution)}\)
3. \(\ce{Fe + Ag+ ⟶ Fe^2+ + Ag}\)
4. Визначте окислювачі в реакціях (a), (b) та (c).
5. Визначте відновники в реакціях (а), (b) та (c).

Відповідь на

\(\ce{H2}(g)+\ce{Cu^2+}(aq)⟶\ce{2H+}(aq)+\ce{Cu}(s)\)

Відповідь б

\(\ce{H2}(g)+\ce{Cu(OH)2}(s)⟶\ce{2H2O}(l)+\ce{Cu}(s)\)

Відповідь c

\(\ce{Fe}(s)+\ce{2Ag+}(aq)⟶\ce{Fe^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)\)

Відповідь d

окислювач = вид відновлений: Cu ^{2 +}, Cu (OH) ₂, Ag ⁺

Відповідь e

відновник = види окислених: H ₂, H ₂, Fe.

Резюме

Електричний струм складається з рухомого заряду. Заряд може бути у вигляді електронів або іонів. Струм протікає через безперервний або замкнутий круговий шлях, який називається ланцюгом. Струм протікає через провідне середовище в результаті різниці електричного потенціалу між двома точками ланцюга. Електричний потенціал має одиниці енергії на заряд. В одиницях СІ заряд вимірюється в кулоні (С), струм в амперах\(\mathrm{\left(A=\dfrac{C}{s}\right)}\), а електричний потенціал - в вольтах\(\mathrm{\left(V=\dfrac{J}{C}\right)}\).

Окислення - це втрата електронів, а вид, який окислюється, також називають відновником. Зменшення - це посилення електронів, а вид, який відновлюється, також називають окислювачем. Окислювально-відновні реакції можна збалансувати за допомогою методу напівреакції. При цьому методі окислювально-відновна реакція розщеплюється на напівреакцію окислення і відновну напівреакцію. Потім напівреакція окислення та відновна напівреакція збалансовані окремо. Кожна з напівреакцій повинна мати однакову кількість кожного типу атома по обидва боки рівняння і показувати однаковий загальний заряд з кожного боку рівняння. Заряд врівноважується в напівреакціях окислення шляхом додавання електронів як продуктів; в відновних напівреакціях заряд врівноважується додаванням електронів як реагентів. Загальна кількість електронів, отриманих відновленням, повинна точно дорівнювати числу електронів, втрачених окисленням при об'єднанні двох напівреакцій, щоб дати загальне збалансоване рівняння. Балансування рівнянь окислювально-відновної реакції у водних розчині часто вимагає додавання кисню або водень або видалення з реагенту. У кислому розчині водень додають додаванням іона водню (H ⁺) і видаляють шляхом отримання іона водню; кисень видаляють шляхом додавання іона водню та отримання води, і додають шляхом додавання води та отримання іона водню. Збалансоване рівняння в базовому розчині можна отримати, спочатку врівноважуючи рівняння в кислому розчині, а потім додаючи гідроксид-іон в кожну сторону збалансованого рівняння в таких числах, що всі іони водню перетворюються в воду.

Глосарій

схема

шлях, прийнятий струмом, як він протікає через різницю електричних потенціалів

поточних

витрата електричного заряду; одиницею СІ заряду є кулон (С) і струм вимірюється в амперах\(\mathrm{\left(1\: A=1\:\dfrac{C}{s}\right)}\)

електричний потенціал

енергії на заряд; в електрохімічних системах це залежить від способу розподілу зарядів всередині системи; одиницею СІ електричного потенціалу є вольт\(\mathrm{\left(1\: V=1\:\dfrac{J}{C}\right)}\)

метод напівреакції

метод, який виробляє збалансовану загальну окислювально-відновну реакцію шляхом розщеплення реакції на окислювальну «половину» і відновлення «половину», врівноважуючи дві напівреакції, а потім поєднуючи напівреакцію окислення і відновлення напівреакції таким чином, що кількість електронів, що генеруються окислення точно скасовується кількістю електронів, необхідних при відновленні

окислення напівреакція

«половина» окислювально-відновної реакції за участю окислення; напівреакція, в якій електрони з'являються як продукти; збалансований, коли кожен тип атома, а також заряд, збалансований

зниження напівреакції

«половина» окислювально-відновної реакції, що передбачає відновлення; напівреакція, в якій електрони виступають як реагенти; збалансований, коли кожен тип атома, а також заряд, збалансований