Leven

Evenwicht Redox Reactie Voorbeeld Probleem

Evenwicht Redox Reactie Voorbeeld Probleem

Bij het balanceren van redoxreacties moet de algehele elektronische lading worden uitgebalanceerd naast de gebruikelijke molaire verhoudingen van de componentreactanten en producten. Dit voorbeeldprobleem illustreert hoe de half-reactiemethode kan worden gebruikt om een ​​redoxreactie in een oplossing in evenwicht te brengen.

Vraag

Breng de volgende redoxreactie in evenwicht in een zure oplossing:

Cu (s) + HNO3(aq) → Cu2+(aq) + NEE (g)

Oplossing

Stap 1: Bepaal wat er wordt geoxideerd en wat wordt verminderd.

Om te identificeren welke atomen worden gereduceerd of geoxideerd, wijst u oxidatietoestanden toe aan elk atoom van de reactie.

Voor beoordeling:

  1. Regels voor het toewijzen van oxidatietoestanden
  2. Oxidatietoestanden toewijzen Voorbeeldprobleem
  3. Oxidatie en reductie Reactie Voorbeeld Probleem
  • Cu (s): Cu = 0
  • HNO3: H = +1, N = +5, O = -6
  • Cu2+: Cu = +2
  • NEE (g): N = +2, O = -2

Cu ging van oxidatietoestand 0 naar +2 en verloor twee elektronen. Koper wordt door deze reactie geoxideerd.
N ging van oxidatietoestand +5 naar +2 en kreeg drie elektronen. Stikstof wordt door deze reactie verminderd.

Stap 2: Breek de reactie in twee halve reacties: oxidatie en reductie.

Oxidatie: Cu → Cu2+

Reductie: HNO3 → NEE

Stap 3: Breng elke halve reactie in evenwicht door zowel stoïchiometrie als elektronische lading.

Dit wordt bereikt door stoffen aan de reactie toe te voegen. De enige regel is dat de enige stoffen die u kunt toevoegen al in de oplossing moeten zijn. Deze omvatten water (H2OH+ ionen (in zure oplossingen), OH- ionen (in basisoplossingen) en elektronen.

Begin met de oxidatie-halfreactie:

De halve reactie is al atomair in evenwicht. Om elektronisch te balanceren, moeten twee elektronen aan de productzijde worden toegevoegd.

Cu → Cu2+ + 2 e-

Breng nu de reductiereactie in evenwicht.

Deze reactie vereist meer werk. De eerste stap is om alle atomen in evenwicht te brengen behalve zuurstof en waterstof.

HNO3 → NEE

Er is slechts één stikstofatoom aan beide zijden, dus stikstof is al in balans.

De tweede stap is het in evenwicht brengen van de zuurstofatomen. Dit wordt gedaan door water toe te voegen aan de zijkant die meer zuurstof nodig heeft. In dit geval heeft de reactantzijde drie zuurstofstoffen en heeft de productzijde slechts één zuurstof. Voeg twee watermoleculen toe aan de productzijde.

HNO3 → NO + 2 H2O

De derde stap is het in evenwicht brengen van de waterstofatomen. Dit wordt bereikt door H toe te voegen+ ionen aan de zijkant die meer waterstof nodig heeft. De reactantzijde heeft één waterstofatoom terwijl de productzijde er vier heeft. Voeg 3 uur toe+ ionen aan de reactantzijde.

HNO3 + 3 H+ → NO + 2 H2O

De vergelijking is atomair gebalanceerd, maar niet elektrisch. De laatste stap is om de lading in evenwicht te brengen door elektronen toe te voegen aan de meer positieve kant van de reactie. Aan de reactantzijde is de totale lading +3, terwijl de productzijde neutraal is. Voeg drie elektronen toe aan de reactantzijde om de +3-lading tegen te gaan.

HNO3 + 3 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O

Nu is de reductie-halve vergelijking evenwichtig.

Stap 4: Egaliseer de elektronenoverdracht.

Bij redoxreacties moet het aantal gewonnen elektronen gelijk zijn aan het aantal verloren elektronen. Om dit te bereiken, wordt elke reactie vermenigvuldigd met hele getallen om hetzelfde aantal elektronen te bevatten.

De oxidatie-halfreactie heeft twee elektronen terwijl de reductie-halfreactie drie elektronen heeft. De kleinste gemene deler tussen hen is zes elektronen. Vermenigvuldig de oxidatie-halfreactie met 3 en de reductie-halfreactie met 2.

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

Stap 5: Combineer de halve reacties.

Dit wordt bereikt door de twee reacties bij elkaar op te tellen. Zodra ze zijn toegevoegd, annuleert u alles wat aan beide kanten van de reactie verschijnt.

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-

Beide zijden hebben zes elektronen die kunnen worden geannuleerd.

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

De volledige redoxreactie is nu in balans.

Antwoord

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

Samenvatten:

  1. Identificeer de oxidatie- en reductiecomponenten van de reactie.
  2. Scheid de reactie in de oxidatie-halfreactie en reductie-halfreactie.
  3. Breng elke halve reactie zowel atomair als elektronisch in evenwicht.
  4. Egaliseer de elektronenoverdracht tussen oxidatie en reductie halve vergelijkingen.
  5. Combineer de halve reacties om de volledige redoxreactie te vormen.


Bekijk de video: Hoe reken je met concentraties en verdunningen? N3 (Mei 2021).