Hoe redoxreacties in evenwicht te brengen

Atomen en ladingen in balans houden

Dit is een diagram dat de halfreacties van een redoxreactie of oxidatie-reductiereactie beschrijft. Cameron Garnham, Creative Commons-licentie

Balanceren redoxreacties , moet u oxidatienummers toewijzen aan de reactanten en producten om te bepalen hoeveel mollen van elke soort zijn nodig om massa en lading te behouden.

De halfreactiemethode

Scheid eerst de vergelijking in twee halfreacties: het oxidatiegedeelte en het reductiegedeelte. Dit wordt de halfreactiemethode voor het balanceren van redoxreacties of de ion-elektronmethode genoemd. Elke halfreactie wordt afzonderlijk uitgebalanceerd en vervolgens worden de vergelijkingen bij elkaar opgeteld om een ​​evenwichtige algemene reactie te geven. We willen dat de nettolading en het aantal ionen aan beide zijden van de uiteindelijke gebalanceerde vergelijking gelijk zijn.

Laten we voor dit voorbeeld een redoxreactie beschouwen tussen KMnO₄en HI in een zure oplossing:

MnO₄^-+ ik^-→ ik_twee+ Mn²⁺

Scheid de reacties

Scheid de twee halfreacties:

l^-→ ik_twee

MnO₄^-→ Mn²⁺

Breng de atomen in evenwicht

Om de atomen van elke halfreactie in evenwicht te brengen, moet u eerst alle atomen in evenwicht brengen behalve H en O. Voor een zure oplossing, voeg vervolgens H toe.

Breng de jodiumatomen in evenwicht:

2 ik^-→ ik_twee

De Mn in de permanganaatreactie is al in evenwicht, dus laten we de zuurstof in evenwicht brengen:

MnO₄^-→ Mn²⁺+ 4 H_tweeO

H . toevoegen⁺om de watermoleculen in evenwicht te brengen:

MnO₄^-+ 8 H⁺→ Mn²⁺+ 4 H_tweeO

De twee halfreacties zijn nu gebalanceerd voor atomen:

MnO₄^-+ 8 H⁺→ Mn²⁺+ 4 H_tweeO

Breng de lading in evenwicht

Breng vervolgens de ladingen in elke halfreactie in evenwicht, zodat de reductiehalfreactie hetzelfde aantal elektronen verbruikt als de oxidatiehalfreactie levert. Dit wordt bereikt door elektronen aan de reacties toe te voegen:

2 ik^-→ ik_twee+2e^-

5 en^-+ 8 H⁺+ MnO₄^-→ Mn²⁺+ 4 H_tweeO

Vermenigvuldig vervolgens de oxidatiegetallen zodat de twee halfreacties hetzelfde aantal elektronen hebben en elkaar kunnen opheffen:

5(2I.)^-→ ik_twee+2e^-)

2(5e^-+ 8H⁺+ MnO₄^-→ Mn²⁺+ 4H_tweeO)

Voeg de halfreacties toe

Voeg nu de twee halfreacties toe:

10 ik^-→ 5 Ik_twee+ 10 en^-

16 H⁺+ 2 MnO₄^-+ 10 en^-→ 2 Mn²⁺+ 8 H_tweeO

Dit levert de volgende vergelijking op:

10 ik^-+ 10 en^-+ 16 H⁺+ 2 MnO₄^-→ 5 Ik_twee+ 2 mnd²⁺+ 10 en^-+ 8 H_tweeO

Vereenvoudig de algemene vergelijking door de elektronen en H . op te heffen_tweeOH⁺, en OH^-die aan beide kanten van de vergelijking kan verschijnen:

10 ik^-+ 16 H⁺+ 2 MnO₄^-→ 5 Ik_twee+ 2 mnd²⁺+ 8 H_tweeO

Controleer je werk

Controleer uw cijfers om er zeker van te zijn dat de massa en de lading in evenwicht zijn. In dit voorbeeld zijn de atomen nu stoichiometrisch gebalanceerd met een nettolading van +4 aan elke kant van de reactie.

Samengevat:

• Stap 1: Breek de reactie in halfreacties door ionen.
• Stap 2: Breng de halfreacties stoichiometrisch in evenwicht door toevoeging van water, waterstofionen (H⁺) en hydroxylionen (OH^-) op de halfreacties.
• Stap 3: Breng de halfreactieladingen in evenwicht door elektronen aan de halfreacties toe te voegen.
• Stap 4: Vermenigvuldig elke halfreactie met een constante zodat beide reacties hetzelfde aantal elektronen hebben.
• Stap 5: Tel de twee halfreacties bij elkaar op. De elektronen zouden moeten opheffen, waardoor een evenwichtige volledige redoxreactie overblijft.