Jak vyvážit redoxní reakci: vyčerpávající médium a metody

by

V tomto článku „jak vyrovnat redoxní reakci“ jsou stručně diskutovány různé typy vyrovnávacích metod redoxních reakcí.

Redoxní reakce je v podstatě reakce přenosu elektronů. Elektrony jsou předávány redukčním činidlem oxidačnímu činidlu k řízení redoxní reakce směrem dopředu. Vyrovnání redoxní reakce je nezbytné pro stanovení počtu elektronů zapojených do redoxní reakce.

Některé často kladené otázky s odpověďmi na to, jak vyrovnat redoxní reakci, jsou popsány v tomto článku.

Jak vyrovnat redoxní reakci v základním prostředí?

Aby se vyrovnala jakákoli redoxní reakce v základním médiu, musí být dodrženy následující kroky.

  1.  Oxidační a redukční poloviční reakce bude stanovena hned v prvním kroku.
  2. potom se prvky se účastní těchto polovičních reakcí bude vyvážený a ponechá stranou kyslík a vodík (O,H)
  3. Jeden H2Na stejnou stranu se přidá O a 2OH- na druhou stranu pro každý kyslík, aby se vyrovnal počet kyslíků v redoxní reakci.

Pojďme si vzít příklad redoxní reakce vyvážený v základním médiu.

Ag (s) + Zn2+ (tady)→ Ag2O (aq) + Zn (s)

  • Oxidační poloviční reakce: 2Ag +2OH- → Ag2O + H2O +2e-——-1 žádná rovnice
  • Redukční poloviční reakce: Zn2+ → Zn +2e- ————–2 žádná rovnice
  • (1žádná rovnice ×1)——- 2Ag + 2OH- → Ag2O+H2O + 2e-
  • (2žádná rovnice× 1)——- Zn2+→ Zn +2e-
  • Čistá vyrovnaná rovnice——- 2Ag + Zn2+ +2OH- → Ag2O +Zn +H2O

Chcete-li vědět více, postupujte takto: Tvorba peptidové vazby: Jak, proč, kde, vyčerpávající fakta o tom

Jak vyrovnat redoxní reakci v kyselém prostředí?

Kroky k vyrovnání redoxní reakce v kyselém prostředí jsou uvedeny níže -

  1. Stejně jako metoda vyvažování v základním médiu by měla být v prvním kroku identifikována oxidační a redukční poloviční reakce.
  2. Počet všech zúčastněných prvků bude vyrovnaný bez kyslíku a vodíku.
  3. Pro vyvážení každého kyslíku na jedné straně rovnice jedna molekula vody (H2O) se přidá na stejné straně a na druhé straně H+ je přidáno.

Vezměme si příklad nevyvážené redoxní rovnice a podívejme se na kroky k vyrovnání rovnice.

Fe2+ + MnO4- → Fe3+ + Mn2+

  • Oxidační poloviční reakce: Fe2+→Fe3+ + A-  ——–1 žádná rovnice                                                         
  • Redukční poloviční reakce: MnO4- + 8H+ →Mn2+ + 4H2O + 5e-——2 žádná rovnice
  • 1žádná rovnice × 5)——— 5Fe2+ → 5 Fe3+ + 5e-
  • 2žádná rovnice ×1)———MnO4- + 8H+→ Mn2+ + 4H2O + 5e-
  • Čistá vyrovnaná rovnice je —— 5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Jak vyrovnat redoxní reakci metodou poloviční reakce?

Další metodou vyrovnávání redoxní reakce je „metoda poloviční reakce“ nebo „metoda poloviční rovnice“. Jakákoli redoxní reakce se skládá ze dvou poloviční reakce, oxidační a redukční poloviční reakce. Výzkum říká, že je to lepší a vhodnější metoda než metoda oxidačního čísla pro vyrovnání redoxní reakce.

V poloviční reakci se atomy vyvažují samostatně a po vyrovnání všech zúčastněných atomů se sečtením dvou polovičních reakcí rozvine čistá vyvážená redoxní reakce. Nejen atomy, ale elektrony zapojené do redoxní reakce by měly být vyváženy před vytvořením rovnice čistého vyvážení.

Vezměme si příklad pro vyjasnění metody vyvažování.

Fe2+ (aq) + Cr2O72- (tady) → Fe3+ (aq)+ Cr3+ (tady)

  • Oxidační poloviční reakce: Fe2+ → Fe3+ + A- ———1 žádná rovnice
  • Redukční poloviční reakce: Cr2O72- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6e- —————- 2 žádná rovnice

14 čísel H+ K vyvážení celkového počtu kyslíku a vodíku je přidáno 7 molekul vody.

  • (1žádná rovnice × 6) ———– 6Fe2+ → 6 Fe3+ + 6e-
  • (2žádná rovnice ×1) ———– Cr2O72- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6e-
  • Čistá vyvážená rovnice je: Cr2O72- + 6 Fe2++ 14H+→ 2Cr3+ + 7H2O + 6 Fe3+

Chcete-li vědět více, zkontrolujte: 11+ Příklad reakce prvního řádu: Podrobné vysvětlení

Jak vyrovnat redoxní reakci metodou oxidačního čísla?

Jednou z metod vyrovnávání redoxní reakce je metoda změny oxidačního čísla. Jak všichni víme, redoxní reakce není nic jiného než reakce přenosu elektronů a oxidační číslo se musí změnit kvůli přenosu elektronů.

Uveďme příklad, aby to bylo jasné.

Fe2O3 (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (G)

Ve výše uvedeném příkladu je Fe redukováno do svého oxidačního stavu +3 na oxidační stav 0 a uhlík je oxidován Fe2O3 a změna oxidačního stavu je od +2 do +4.

jak vyrovnat redoxní reakci
Oxidačně-redukční reakce

Oxidační číslo se tedy zvýší pro oxidační poloviční reakci 2 a oxidační číslo pro redukční poloviční reakci se sníží o 3. Nejmenší společné číslo (LCM) z těchto dvou čísel (2 a 3) je 6. Takže oxidační a redukční poloviční reakce jsou násobeno 3 a 2, aby se rovnice vyrovnala.

Čistá vyvážená rovnice je:

3 Fe2O3 (s) + 2CO (g) → 3Fe (s) + 2CO2 (G)

Chcete-li vědět více, zkontrolujte: 12+ Příklady exotermických reakcí: Podrobné vysvětlení

Jak vyrovnat redoxní reakci metodou oxidačního čísla v kyselém prostředí?

Uvažujme o příklad k vymazání vyrovnávací metody redoxní reakce.

HNO3 + H3AsO3 (tady) → NO (g) + H3AsO4 (aq)+H2O (L)

obrázek 38
Vyrovnání redoxní reakce

Oxidační číslo dusíku je sníženo z +5 na +2 a zvýšení oxidačního stavu As je +2. Zvýšení oxidačního čísla se musí rovnat poklesu oxidačního čísla.

Tato dvě celá čísla se použijí jako koeficienty redoxní reakce a umístí se před látky.

2 HNO3 + 3H3AsO3 (tady) → 2NO (g) + 3H3AsO4 (aq) +H2O(l)

Jak vyrovnat redoxní reakci pouze s jedním reaktantem?

Tvorba více než jednoho produktu z jednoho reaktantu v redoxní reakce se nazývá disproporční reakce. Jeden reaktant se oxiduje a redukuje současně.

Následující kroky by měly být dodrženy, aby se vyrovnala jakákoli disproporční reakce -

  • Mělo by být stanoveno oxidační číslo jak reaktantu, tak produktů.
  • Identifikujte atomy, u kterých se oxidační čísla mění z reaktantu na produkt.
  • Na konci jsou celá čísla umístěna jako koeficienty před látky, aby se vyrovnala redoxní reakce.

Vezměme si příklad, aby bylo jasno.

2CuCl → CuCl2 + Cu.

CuCl je pouze jedním reaktantem v této redoxní reakci. Oxiduje se na CuCl2 a redukovány na molekulární Cu najednou. Oxidační číslo se mění pro oxidaci je +1 a -1 pro redukci. Pro vyvážení této rovnice se tedy koeficienty „2“ vynásobí reaktantem a Cu.

obrázek 39
Vyrovnání redoxní reakce

Chcete-li vědět více, projděte si: Příklady 10+ redoxních reakcí: Podrobné vysvětlení

Jak vyrovnat elektrony v redoxní reakci?

Velmi důležitou součástí redoxní reakce je vyrovnávání elektronů, které jsou získány a ztraceny během redoxní reakce. Všechny metody používané k vyrovnání redoxní reakce (iontová elektronová metoda, metoda oxidačního čísla, metoda polorovnice) musí zahrnovat krok vyvažování elektronů.

K vyvážení elektronů v a redoxní reakce tyto kroky jsou sledováni -

  • Prvním krokem vyvažování elektronů je identifikace oxidační a redukční poloviční reakce.
  • Vyvažte tyto dvě reakce odděleně pomocí jakékoli vhodné metody.
  • Vypočítejte elektrony, které se ztratí při poloviční oxidační reakci a získají při poloviční redukci.
  • Na konci se sečtou dvě rovnovážné poloviční rovnice, aby se získala rovnice čisté vyvážené redoxní reakce.

Uveďme příklad -

Mg + Al3+ → Mg2+ + Al

  • Oxidační poloviční reakce: Mg → Mg2+ + 2e- ———1 žádná rovnice
  • Redukční poloviční reakce: Al3++ 3e- → Al ———-2 žádná rovnice
  • (1 žádná rovnice × 3)——— 3Mg → 3Mg2+ + 6e-
  • (2 žádná rovnice × 2)——— 2Al3++ 6e- → 2Al
  • Čistá vyvážená rovnice: 3Mg + 2Al3+→ 3Mg2+ + 2 Al

Vztah mezi redoxními reakcemi a oxidační reakcí

V redoxní reakci probíhá jak oxidace, tak redukce současně v jediné reakci. Pokud je jeden reaktant oxidován, musí být v této reakci redukována další reakce. Ale při oxidační reakci je jakákoli látka oxidována pouze kyslíkem nebo jiným oxidačním činidlem.

Například-

Hořčík se oxiduje v přítomnosti kyslíku a jako produkt vzniká oxid hořečnatý (MgO). Při této reakci probíhá pouze oxidace, nikoli redukce v téže reakci. Ale k následující reakci - Ce4+ + Fe2+ → Toto3+ + Fe3+, toto4+ se redukuje na Ce3+ a Fe2+ se oxiduje na Fe3+ zároveň. Takže to je a redoxní reakce.

Také čtení: