Como balanço redox Equações
equações redox são muitas vezes tão complexa que mexer com coeficientes para equilibrar as equações químicas nem sempre funciona bem. Os químicos têm desenvolvido um método alternativo (em adição ao método de número de oxidação), que é chamado o ião de electrões (Meio de reacção) método.
No método de electrões de iões, a equação redox desequilibrada é convertido para a equação iónica e, em seguida, dividida em duas meias-reacções - oxidação e redução. Cada uma destas meias-reacções é equilibrada separadamente e depois combinadas para dar a equação equilibrada iónico.
Finalmente, os iões de espectador são colocados na equação equilibrada iónico, convertendo a reacção voltar à forma molecular. É importante seguir os passos com precisão e pela ordem indicada. Caso contrário, você pode não ser bem sucedido no balanceamento de equações redox.
O exemplo abaixo mostra como utilizar o método de electrões ion para equilibrar essa equação redox:
Siga esses passos:
Converter a reação redox desequilibrado em relação à forma iônica.
Nesta reação, você mostrar o ácido nítrico na forma iônica, porque é um ácido forte. O cobre (II) nitrato é solúvel (indicado pela (Aq)), Por isso é mostrado na sua forma iônica. Como o NO (g) e água são compostos moleculares, eles permanecem mostrado na forma molecular:
Se necessário, atribuir números de oxidação e, em seguida, escrever duas semi-reações (oxidação e redução) que mostram as espécies químicas que tiveram seus números de oxidação alterado.
Em alguns casos, é fácil dizer que foi oxidado e reduced- mas em outros casos, não é tão fácil. Comece indo através da reação de exemplo e atribuir números de oxidação. Você pode então usar as espécies químicas que tiveram seus números de oxidação mudaram para escrever seus semi-reações desequilibradas:
Cobre mudou o seu número de oxidação (de 0 a 2) e por isso tem de azoto (de -2 a +2). Suas desequilibradas semi-reações são:
Equilibrar todos os átomos, com a excepção de hidrogénio e oxigénio.
É uma boa idéia de esperar até o fim de equilibrar átomos de hidrogênio e oxigênio, por isso sempre equilibrar os outros átomos em primeiro lugar. Você pode equilibrar-los, brincar com os coeficientes. (Você não pode mudar subscripts- você só pode adicionar coeficientes.) No entanto, neste caso em particular, ambos os átomos de cobre e nitrogênio já equilíbrio, com cada um em ambos os lados:
Equilibrar os átomos de oxigênio.
Como você equilibra esses átomos depende se você está lidando com ácido ou soluções básicas:
Em soluções ácidas, ter o número de átomos de oxigénio necessário e adicionar o mesmo número de moléculas de água para o lado que necessita de oxigénio.
Em soluções básicas, adicionar
para o lado que necessita de oxigénio para cada átomo de oxigénio que é necessário. Em seguida, para o outro lado da equação, adicionar metade do número de moléculas de água como
aniões utilizado.
Equilibrar os átomos de hidrogênio.
Mais uma vez, como você equilibrar esses átomos depende se você está lidando com ácido ou soluções básicas:
Em soluções ácidas, pegue o número de átomos de hidrogênio necessários e adicionar esse mesmo número de
para o lado que precisa de hidrogénio.
Em soluções básicas, adicione uma molécula de água para o lado que precisa de hidrogênio para cada átomo de hidrogênio que é necessário. Em seguida, para o outro lado da equação, como adicionar muitos
ânions como moléculas de água utilizada.
Equilibrar a carga iônica em cada meia reacção por adição de elétrons.
Os electrões deve terminar-se em lados opostos da equação nas duas meias-reacções. Lembre-se que você está usando carga iônica, não números de oxidação.
Oxidação:
Redução:
Equilibrar a perda de elétrons com o ganho de elétrons entre as duas semi-reações.
Os electrões que são perdidos no meio da reacção de oxidação são os mesmos electrões que são obtidos no meio de reacção de redução. O número de electrões perdidos e adquirida deve ser o mesmo. Mas Passo 6 mostra uma perda de 2 elétrons e um ganho de 3.
Portanto, você deve ajustar os números usando multiplicadores apropriados para ambas as semi-reações. Neste caso, você tem que encontrar o menor denominador comum entre 2 e 3. É 6, portanto, multiplicar a primeira meia-reação por 3 e a segunda semi-reacção por 2.
Adicionar as duas meias-reacções em conjunto e cancelar nada comum para ambos os lados.
Os elétrons deve sempre cancelar (o número de elétrons deve ser o mesmo em ambos os lados).
Converter a equação de volta para a forma molecular, adicionando os íons espectadores.
Se for necessário adicionar iões espectador a um lado da equação, adicionar a mesma quantidade para o outro lado da equação.
Certifique-se de que todos os átomos são equilibradas, todas as acusações são equilibradas (se estiver trabalhando com uma equação iônica no início), e todos os coeficientes estão no rácio mais baixo-número inteiro.
A equação exemplo é em condições ácidas. Não há nada para fazer na meia-reação envolvendo o cobre, porque não existem átomos de oxigênio presentes. Mas você precisa fazer para equilibrar os átomos de oxigênio na segunda semi-reacção:
A equação exemplo é em condições ácidas. É necessário equilibrar os átomos de hidrogénio na segunda semi-reacção:
Reações que ocorrem na base é tão fácil, desde que você siga as regras.