Reazioni di ossido-riduzione o reazioni "redox", sono comuni in chimica. In queste reazioni, un elemento rilascia elettroni (ossidazione) che combina poi con un altro elemento (riduzione). Nonostante la nomenclatura, ossigeno non è richiesto in un processo di ossidazione. Risolvere un'equazione redox coinvolge spaccare la reazione in due "metà-reazioni." Il trasferimento di elettroni da un elemento a un altro mezzo di che queste metà-reazioni non possono verificarsi in modo indipendente. Bilanciare le metà-reazioni di ossidazione e riduzione è necessaria prima di poter bilanciare l'equazione originale.
Istruzioni
• Scrivere l'equazione di reazione e inserire i numeri di ossidazione per ogni elemento. I numeri di ossidazione sarà uguali alla carica ionica dell'elemento o della molecola, sia positivi che negativi, ma questo non è sempre il caso. Alcune tavole periodiche elencare i numeri di ossidazione più comuni per ciascuno. Regole formali per l'assegnazione dei numeri di ossidazione possono essere ottenute attraverso lo studio della struttura atomica e diagrammi del puntino di elettrone.Equazione di originale:Cu + HNO3---> Cu (NO3) 2 + NO + H2OCon i numeri di ossidazione tra parentesi:Cu [0] + O3 N [+ 5] H [1 +] [2-]---> Cu [2 +] (O3 N [+ 5] [2-]) 2 + N [2 +] O [2-] + H2 [1 +] O [2-]
• Determinare quali elementi sono ossidati e che sono ridotti e quindi scrivere le metà-reazioni di ossidazione e riduzione. In questo esempio, il numero di ossidazione per "N" va da "5 +" a "2 +", e poiché il cambiamento è su un numero inferiore, azoto sta guadagnando elettroni "e." Pertanto, l'azoto è ridotta. Poiché la differenza tra i numeri di ossidazione è tre, la metà-reazione di riduzione è:N [+ 5] + 3e [-]---> N [2 +]Allo stesso modo, cambia il numero di ossidazione di Cu da "0" a "2 +," che significa che sta guadagnando elettroni. La reazione mezza ossidazione risultante è:Cu [0]---> Cu [2 +] + 2e [-]
• Bilanciare le reazioni mezza moltiplicando ciascuno da un fattore che farà il numero di elettroni in entrambe le reazioni uguali. In questo caso, ci sono due elettroni in una metà-reazione e tre in altro. Il metodo più semplice consiste nel moltiplicare la parte della reazione di ossidazione per il numero di elettroni nella metà-reazione di riduzione e viceversa. Qui, ci sono due elettroni nell'ossidazione semireazione, così si dovrebbe moltiplicare la riduzione semireazione per due:2N [5 +] + 6e [-]---> 2N [2 +]Utilizzando lo stesso metodo, moltiplicare la reazione di ossidazione per tre.3Cu [0]---> 3Cu [2 +] + 6e [-]
• Unire le due metà-reazioni equilibrate.3Cu [0] + 2N [5 +] + 6e [-]---> 3Cu [2 +] + 6e [-] + 2N [2 +]Dal 6e [-] appare su entrambi i lati della freccia, si annullano reciprocamente.3Cu [0] + 2N [5 +]---> 3Cu [2 +] + 2N [2 +]Questa è solo la porzione di redox della soluzione. È necessario utilizzare questi risultati per ottenere la soluzione completa per l'equazione originale.
• Utilizzare i coefficienti dalla soluzione redox nell'equazione originale. Utilizzare il coefficiente solo se corrisponde l'elemento e il suo numero di ossidazione. Se una coppia di numeri di elemento-ossidazione si verifica più di una volta nell'equazione originale, inserire un coefficiente per quella coppia ovunque che può verificarsi. In questo esempio, "N" [+ 5] si verifica due volte nell'equazione originale e, pertanto, non ottenere un coefficiente.Soluzione redox:3Cu [0] + 2N [5 +]---> 3Cu [2 +] + 2N [2 +]Equazione originale con numeri di ossidazione:Cu [0] + O3 N [+ 5] H [1 +] [2-]---> Cu [2 +] (O3 N [+ 5] [2-]) 2 + N [2 +] O [2-] + H2 [1 +] O [2-]Con coefficienti aggiunto:3Cu + HNO3---> 3Cu(NO3) + 2NO + H2O
• Il resto dell'equazione dell'equilibrio di ispezione. In questo esempio, la molecola di HNO3 sul lato sinistro ha bisogno di un coefficiente di otto e l'H2O sul lato destro ha bisogno di un coefficiente di quattro per bilanciare l'equazione.3Cu + 8HNO3---> 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O