Come bilanciare equazioni Redox

Come bilanciare equazioni Redox

Reazioni di ossido-riduzione, o "redox", rappresentano una delle classificazioni principali reazione chimica. Le reazioni coinvolgono necessariamente il trasferimento di elettroni da una specie a altra. Chimici si riferiscono alla perdita di elettroni come ossidazione e al guadagno di elettroni come riduzione. Il bilanciamento di un'equazione chimica si riferisce al processo di regolazione i numeri di ogni reagente e prodotto in modo che i composti a sinistra e a destra della freccia di reazione---i reagenti e prodotti, rispettivamente---contengono lo stesso numero di ciascun tipo di atomo. Questo processo rappresenta una conseguenza della prima legge della termodinamica, il quale afferma che materia non può essere né creata né distrutta. Prendere reazioni redox questo processo un ulteriore passo avanti bilanciando anche il numero di elettroni su ciascun lato della freccia, perché, come gli atomi, gli elettroni possiedono massa e sono pertanto disciplinati dalla prima legge della termodinamica.

Istruzioni

• Scrivere l'equazione chimica non bilanciata su un pezzo di carta e identificare la specie essere ossidato e ridotto esaminando le spese sugli atomi. Ad esempio, si consideri la reazione non bilanciata dello ione permanganato, MnO4(-), dove (-) rappresenta una carica sullo ione di uno negativo e lo ione ossalato, C2O4(2-) in presenza di un acido, h (+): MnO4(-) + C2O4(2-) + h (+) ' Mn(2+) + CO2 + H2O. Ossigeno assume quasi sempre una carica di due negativi nei composti. Così, MnO4(-), se ogni ossigeno mantiene una carica negativa di due e la carica complessiva è negativo, quindi il manganese deve esibire una carica positiva sette. Il carbonio in C2O4(2-) similmente esibisce una carica di tre positivo. Dal lato del prodotto, il manganese possiede una carica di due positivi e il carbonio è positivo quattro. Così, in questa reazione, il manganese è ridotto perché la sua carica diminuisce e il carbonio è ossidato perché aumenta la sua carica.

• Scrivere le reazioni separate---chiamate metà-reazioni---per i processi di ossidazione e riduzione e includono gli elettroni. La Mn(+7) in MnO4(-) diventa Mn(+2) prendendo su cinque ulteriori elettroni (7-2 = 5). Ossigeno in MnO4(-), tuttavia, dovrà diventare acqua, H2O, come sottoprodotto, e l'acqua non può formare con gli atomi di idrogeno, h (+). Di conseguenza, protoni, h (+) deve essere aggiunto al lato sinistro dell'equazione. La semireazione equilibrata ora diventa MnO4(-) + 8 h (+) + 5 e ' Mn(2+) + 4 H2O, dove e rappresenta un elettrone. L'ossidazione semireazione similmente diventa C2O4(2-) - 2e ' 2 CO2.

• Bilanciare la reazione complessiva assicurando che il numero di elettroni nelle metà-reazioni di ossidazione e riduzione è uguale. Continuando l'esempio precedente, l'ossidazione dello ione ossalato, C2O4(2-), coinvolge solo due elettroni, considerando che la riduzione di manganese comporta cinque. Di conseguenza, la reazione mezza intera manganese deve essere moltiplicata per due e la reazione di ossalato intero deve essere moltiplicata per cinque. Questo porterà il numero di elettroni in ogni reazione mezza a 10. Le due reazioni mezz'ora diventano MnO4(-) 2 + 16 h (+) + 10 e ' Mn(2+) 2 + 8 H2O e C2O4(2-) 5 - 10 e ' 10 CO2.

• Ottenere l'equazione bilanciata complessiva sommando le due reazioni mezzo equilibrate. Nota la reazione di manganese include il guadagno di 10 elettroni, mentre la reazione di ossalato comporta la perdita di 10 elettroni. Gli elettroni pertanto annullata. In termini pratici, ciò significa che gli ioni di ossalato cinque trasferire un totale di 10 elettroni a due ioni di permanganato. Quando sommati, l'equazione bilanciata complessiva diventa MnO4(-) 2 + 16 h (+) + 5 C2O4(2-) ' Mn(2+) 2 + 8 H2O + CO2 10, che rappresenta un'equazione redox bilanciata.


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