Definisjon av ion-elektronmetode (balanse)

De metode Den har en rekke trinn som må utføres for å etablere en riktig balanse av arten. Denne prosedyren kan deles inn i følgende stadier:

1) Skrive hele reaksjonen vi ønsker å balansere. I sin tur, hvis mulig, skille artene som utgjør forbindelsene og omskriv reaksjonen i sin ioniske form, med den ladede arten.

2) Skriv halvreaksjonene som utgjør den globale reaksjonen. Dette innebærer å sette reaktantene og produktene inn i to forskjellige halvreaksjoner og å identifisere hvilken er oksidasjon og hvem av dem reduksjonen. For dette må vi forstå at arter som mister elektroner og forblir positivt ladet, øker oksidasjonstilstanden, derfor er det oksidasjonshalvreaksjonen. I mellomtiden reduserer arten som får elektroner sin oksidasjonstilstand, så det er reduksjonshalvreaksjonen.

3) Skriv de balanserte halvreaksjonene, dette innebærer å fullføre med elektronene i spill og, Om nødvendig, omskriv dem slik at det står samme beløp på spill i hver enkelt. elektroner. For dette kan det være nødvendig å finne en minimumskoeffisient som tillater utjevning.

4) Skriv den globale reaksjonen som summen av de foregående halvreaksjonene. Hvis trinnene ovenfor ble utført riktig, bør elektronene på hver side av reaksjonen avbryte. Til slutt er reaksjonen balansert.

Typisk eksempel

\(A{{l}_{\left( s \right)}}+CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\til ~A{{l}_{2 }}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~C{{u}_{\left( s \ høyre)}}~\)

1) Vi identifiserer oksidasjonstilstander:

• \(A{{l}_{\left( s \right)}}\) oksiderer når den går over til \(A{{l}^{+3}}\) (For det første er aluminium i en oksidasjonstilstand 0 og går til +3)

• \(C{{u}^{+2}}\) reduserer til \(C{{u}_{\left( s \right)}}\) (For det første er kobber i en oksidasjonstilstand +2 og går til 0)

2) Vi ioniserer forbindelsene og identifiserer oksidasjons- og reduksjonsreaksjoner individuelt:

\(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}~\to ~A {{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)

Aluminium er arten som blir oksidert, mens kobber er arten som reduseres.

3) Dette trinnet består av å skrive de balanserte halvreaksjonene:

• \(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~ {{e}^{-}}~\) Oksidasjon

• \(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\til ~C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) Reduksjon

4) Hvis vi observerer, involverer ikke halvreaksjonene like mange elektroner i spill, så vi må balansere dem på en slik måte at ladningene som skal byttes i begge er like:

• \(2~x~\left( A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~{{e}^{-}} \right)~\) Oksidasjon

• \(3~x~(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\til ~C{{u}_ {\left( s \right)}}^{0})~\) Reduksjon

I abstrakt:

• \(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~2A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+6~ {{e}^{-}}~\) Oksidasjon

• \(3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}\til ~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) Reduksjon

5) Til slutt vil vi skrive den globale balanserte reaksjonen, som summen av de foregående reaksjonene:

\(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}\to ~2A{ {l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)

Vi omskriver ligning ovenfor med de originale forbindelsene:

\(2A{{l}_{\left( s \right)}}+3CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\til ~A{{l}_{2 }}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \ Ikke sant)}}\)

Det er to spesielle tilfeller der reaksjonene kan oppstå i sure eller basiske medier. For disse tilfellene er behandling det er noe annerledes siden det krever tilsetning av arter som tillater utjevning av reaksjonen.

Når det gjelder surt medium, må du angi Vann for balansen mellom oksygen og hydrogen, og derfor vil vi se tilstedeværelsen av protoner (H+) som vil indikere typen medium. Mens i et basisk medium kan tilsetning av OH- (hydroksyl) være nødvendig for riktig balansering.

La oss se på et eksempel

\(Cu{{S}_{\left( ac \right)}}+HN{{O}_{3}}_{\left( ac \right)}\to ~Cu{{\left( N{ {O}_{3}} \right)}_{2}}_{\left( ac \right)}+~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~ {{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}\)

I nærvær av salpetersyre arbeider vi i et surt medium.

1) Først vil vi identifisere oksidasjonstilstander:

• \(~{{S}^{-2}}\) oksideres ved å gå til \({{S}^{+4}}\) (For det første er svovelet i oksidasjonstilstand -2 og går over til + 4)

• \({{N}^{+5}}\) reduseres ved overgang til \({{N}^{+4}}\) (For det første er nitrogen i oksidasjonstilstand +5 og går over til + 4)

2) Vi ioniserer forbindelsene og identifiserer oksidasjons- og reduksjonsreaksjoner individuelt:

\({{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}+~{{N}^{+5}}_{\left( ac \right)}~\to ~{{ S}^{+4}}_{\left( g \right)}+~{{N}^{+4}}_{\left( g \right)}\)

Svovel er arten som blir oksidert, mens nitrogen er arten som reduseres.

3) Vi skriver de balanserte halvreaksjonene:

• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left ( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right) }+6~{{e}^{-}}\) Oksidasjon

• \(2{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+1~{{e}^{-}}~\til ~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~{{H}_ {2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) Reduksjon

Som man kan se, var tilsetning av vann nødvendig i oksidasjonsreaksjonen for riktig balanse mellom hydrogen og oksygen.

4) Hvis vi observerer, involverer ikke halvreaksjonene like mange elektroner i spill, så vi må balansere dem på en slik måte at ladningene som skal byttes i begge er like:

• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left ( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right) }+6~{{e}^{-}}\) Oksidasjon

• \(12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+6~{{e}^{-}}~\til ~6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H} 2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) Reduksjon

5) Til slutt uttrykker vi den globale balanserte reaksjonen, som svar på summen av reaksjonene adressert:

\(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left( ac \right)} +~12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}\til ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+ 6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \Ikke sant)}}\)

Vi omskriver den forrige ligningen med de opprinnelige forbindelsene, og tar i betraktning at det er arter, slik som H+, som forekommer i både reaktanter og produkter, og derfor er en del av dem Avbryt

$Cu\{\{S\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}\}+8HN\{\{O\}\_\{3\}\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}\backslash to\; ~Cu\{\{\backslash left(\; N\{\{O\; \}\_\{3\}\}\; \backslash right)\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}+~6N\{\{O\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; g\; \backslash right)\}+S\{\{O\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; g\; \backslash right)\}+~\; 4\{\{H\}\_\{2\}\}\{\{O\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash Ikke\; sant)\}\}\backslash )$