Comment équilibrer les équations d'oxydoréduction
équations d'oxydoréduction sont souvent si complexes que jongler avec des coefficients pour équilibrer les équations chimiques ne sont pas toujours bien fonctionner. Les chimistes ont mis au point une méthode alternative (en plus de la méthode de l'indice d'oxydation) qui est appelée la méthode ion-électron (demi-réaction).
Dans le procédé d'électrons d'ions, l'équation d'oxydo-réduction asymétrique est converti en l'équation ionique et ensuite décomposé en deux demi-réactions - oxydation et de réduction. Chacun de ces demi-réactions est équilibrée séparément, puis combinés pour donner l'équation ionique équilibrée.
L'exemple ci-dessous vous montre comment utiliser la méthode électronique d'ions pour équilibrer cette équation redox:
Suivez ces étapes:
Autre la réaction d'oxydo-réduction asymétrique de la forme ionique.
Dans cette réaction, vous montrer l'acide nitrique sous forme ionique, car il est un acide fort. nitrate de cuivre (II) soluble (indiqué par (aq)), il est donc représenté sous sa forme ionique. Parce que NO (g) et de l'eau sont des composés moléculaires, ils restent représenté sous la forme moléculaire:
Si nécessaire, attribuer des numéros d'oxydation, puis écrire deux demi-réactions (oxydation et réduction) montrant les espèces chimiques qui ont eu leur nombre d'oxydation changé.
Dans certains cas, il est facile de dire ce qui a été oxydé et réduit; mais dans d'autres cas, il est pas aussi facile. Commencez par passer par la réaction d'exemple et l'attribution des numéros d'oxydation. Vous pouvez ensuite utiliser les espèces chimiques qui ont eu leur nombre d'oxydation changé pour écrire vos demi-réactions asymétriques:
Le cuivre a changé son degré d'oxydation (de 0 à 2) et a donc de l'azote (de -2 à +2). Votre demi-réactions asymétriques sont:
Équilibrer tous les atomes, à l'exception de l'oxygène et de l'hydrogène.
Il est une bonne idée d'attendre jusqu'à la fin pour équilibrer les atomes d'hydrogène et d'oxygène, de sorte que l'équilibre toujours les autres atomes d'abord. Vous pouvez les équilibrer en bidouillant avec les coefficients. (Vous ne pouvez pas modifier les indices, vous ne pouvez ajouter des coefficients.) Cependant, dans ce cas particulier, les deux atomes de cuivre et d'azote équilibre déjà, avec un chacun des deux côtés:
Équilibrer les atomes d'oxygène.
Comment équilibrer ces atomes dépend si vous avez affaire à l'acide ou des solutions de base:
Dans les solutions acides, prendre le nombre d'atomes d'oxygène nécessaires et ajouter le même nombre de molécules d'eau sur le côté qui a besoin d'oxygène.
Dans les solutions de base, ajouter
sur le côté qui a besoin d'oxygène pour chaque atome d'oxygène qui est nécessaire. Puis, de l'autre côté de l'équation, ajouter la moitié autant de molécules d'eau
L'équation d'exemple se trouve dans des conditions acides. Il n'y a rien à faire sur la demi-réaction impliquant le cuivre, car il n'y a pas d'atomes d'oxygène présents. Mais vous avez besoin d'équilibrer les atomes d'oxygène dans la seconde demi-réaction:
Équilibrer les atomes d'hydrogène.
Encore une fois, comment équilibrer ces atomes diffère selon que vous avez affaire à l'acide ou des solutions de base:
Dans les solutions acides, prendre le nombre d'atomes d'hydrogène nécessaire et ajouter le même numéro de
sur le côté qui doit hydrogène.
Dans les solutions de base, ajouter une molécule d'eau sur le côté qui a besoin d'hydrogène pour chaque atome d'hydrogène qui est nécessaire. Puis, de l'autre côté de l'équation, ajouter autant
des anions comme les molécules d'eau utilisées.
L'équation d'exemple se trouve dans des conditions acides. Vous avez besoin d'équilibrer les atomes d'hydrogène dans la deuxième demi-réaction:
Équilibrer la charge ionique sur chaque demi-réaction par addition d'électrons.
Équilibrer la perte d'électrons avec un gain d'électrons entre les deux demi-réactions.
Les électrons qui sont perdus dans l'oxydation demi-réaction sont les mêmes électrons qui sont obtenus dans la réduction demi-réaction. Le nombre d'électrons perdus et acquis doit être la même. Mais l'étape 6 représente une perte de 2 électrons et un gain de 3.
Vous devez donc ajuster les numéros à l'aide des multiplicateurs appropriés pour les deux demi-réactions. Dans ce cas, vous devez trouver le plus petit dénominateur commun entre 2 et 3. Il est 6, donc multiplier la première demi-réaction par 3 et la deuxième demi-réaction par 2.
Ajouter les deux demi-réactions ensemble et annuler quoi que ce soit commun aux deux côtés.
Les électrons doivent toujours annuler (le nombre d'électrons devrait être le même des deux côtés).
Autre l'équation retour à la forme moléculaire par l'addition des ions spectateurs.
S'il est nécessaire d'ajouter des ions spectateurs d'un côté de l'équation, ajoutez le même numéro à l'autre côté de l'équation.
Assurez-vous que tous les atomes sont équilibrées, toutes les charges sont équilibrées (si l'on travaille avec une équation ionique au début), et tous les coefficients sont dans le meilleur rapport entier.
Les réactions qui ont lieu dans la base sont tout aussi facile, aussi longtemps que vous suivez les règles.