Balanso Redox reakcijos pavyzdžio problema

Balansuojant redokso reakcijas, be įprastų komponentinių reagentų ir produktų molinių santykių, turi būti subalansuotas ir bendras elektroninis krūvis. Šis pavyzdinis pavyzdys parodo, kaip panaudoti pusinės reakcijos metodą, siekiant subalansuoti redokso reakciją tirpale.

Rūgščiame tirpale subalansuokite šią redokso reakciją:

Cu (s) + HNO₃(aq) → Cu²⁺(aq) + NO (g)

1 žingsnis: išsiaiškinkite, kas oksiduojasi ir kas redukuojama.

Norėdami nustatyti, kurie atomai yra redukuoti ar oksiduojami, paskirkite oksidacijos būsenos į kiekvieną reakcijos atomą.

Peržiūrai:

1. Oksidacijos būsenų priskyrimo taisyklės
2. Oksidacijos būsenų priskyrimas pavyzdžio problemai
3. Oksidacijos ir redukcijos reakcijos pavyzdžio problema

• Cu (-ai): Cu = 0
• HNO₃: H = +1, N = +5, O = -6
• Cu²⁺: Cu = +2
• NO (g): N = +2, O = -2

Cu perėjo nuo oksidacijos būklės nuo 0 iki +2, prarasdamas du elektronus. Varis oksiduojamas šios reakcijos metu.
N pakito nuo oksidacijos būklės nuo +5 iki +2, įgydamas tris elektronus. Ši reakcija sumažina azotą.

2 žingsnis: padalinkite reakciją į dvi reakcijas pusiau: oksidaciją ir redukciją.

Oksidacija: Cu → Cu²⁺

Sumažinimas: HNO₃ → NE

3 žingsnis: Subalansuokite kiekvienos reakcijos pusę pagal stechiometriją ir elektroninį krūvį.

Tai atliekama pridedant medžiagas prie reakcijos. Vienintelė taisyklė: vienintelės medžiagos, kurias galite pridėti, jau turi būti tirpale. Tai apima vandenį (H₂OI⁺ jonai (rūgštiniuose tirpaluose), OI^- jonai (pagrindiniuose sprendimuose) ir elektronai.

Pradėkite nuo oksidacijos pusės reakcijos:

Pusinė reakcija jau yra subalansuota atomiškai. Norint subalansuoti elektroniniu būdu, gaminio pusėje reikia pridėti du elektronus.

Cu → Cu²⁺ + 2 e^-

Dabar subalansuokite redukcijos reakciją.

Ši reakcija reikalauja daugiau darbo. Pirmasis žingsnis yra subalansuoti visus atomus išskyrus deguonį ir vandenilį.

HNO₃ → NE

Abiejose pusėse yra tik vienas azoto atomas, todėl azotas jau yra subalansuotas.

Antrasis žingsnis yra subalansuoti deguonies atomus. Tai atliekama pridedant vandens į tą pusę, kuriai reikia daugiau deguonies. Tokiu atveju reaktantinėje pusėje yra trys deguoniai, o produkto pusėje - tik vienas deguonis. Pridėti du vandens molekulės į produkto pusę.

HNO₃ → NO + 2 H₂O

Trečias žingsnis yra subalansuoti vandenilio atomus. Tai atliekama pridedant H⁺ jonai į tą pusę, kuriai reikia daugiau vandenilio. reaktyvioji pusė turi vieną vandenilio atomą, o produkto pusė - keturis. Įpilkite 3 H⁺ jonai į reaktyviąją pusę.

HNO₃ + 3 H⁺ → NO + 2 H₂O

Lygtis subalansuota atomiškai, bet ne elektra. Paskutinis žingsnis yra subalansuoti krūvį, pridedant elektronus į labiau teigiamą reakcijos pusę. Viena reaktyvioji pusė, bendras krūvis yra +3, o produkto pusė yra neutrali. Norėdami neutralizuoti +3 krūvį, į reaktoriaus pusę įpilkite tris elektronus.

HNO₃ + 3 H⁺ + 3 e^- → NO + 2 H₂O

Dabar pusiausvyros redukcija yra subalansuota.

4 žingsnis: išlyginkite elektronų perdavimą.

Į redoksinės reakcijos, sukauptų elektronų skaičius turi būti lygus prarastų elektronų skaičiui. Norėdami tai įvykdyti, kiekviena reakcija padauginama iš sveikų skaičių, kad būtų toks pats elektronų skaičius.

Oksidacijos pusreakcija turi du elektronus, o redukcinė pusinės reakcijos - tris elektronus. Mažiausias bendras vardiklis tarp jų yra šeši elektronai. Padauginkite oksidacijos pusinės reakcijos skaičių iš 3, o redukcinės pusės reakcijos - iš 2.

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

5 žingsnis: Derinkite pusiau reakcijas.

Tai pasiekiama sudėjus abi reakcijas. Pridėję juos, panaikinkite viską, kas atrodo abejose reakcijos pusėse.

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

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

Abi pusės turi šešis elektronai kuriuos galima atšaukti.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O

Visiška redokso reakcija dabar subalansuota.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O

Apibendrinti:

1. Nurodykite reakcijos oksidacijos ir redukcijos komponentus.
2. Atskirkite reakciją į oksidacijos ir reakcijos redukcijos pusę.
3. Subalansuokite kiekvieną reakcijos pusę tiek atominiu, tiek elektroniniu būdu.
4. Išlyginkite elektronų perdavimą tarp oksidacijos ir redukcijos pusinės lygties.
5. Sumaišykite pusines reakcijas, kad susidarytumėte visišką redokso reakciją.