Demi-réactions
Compétences pour développer
- Expliquer ce que la moitié des réactions sont.
- Écrire une équation chimique pour représenter une (demi) réaction de réduction.
- Écrire une équation chimique pour représenter une réaction d'oxydation.
- Combiner les équations de réduction et d'oxydation pour expliquer les réactions chimiques.
- Écrire deux demi-réactions pour une réaction chimique globale déséquilibrée.
Une réaction de la moitié est une réduction ou une réaction d'oxydation. Par exemple, les réactions sont moitié suivantes. 2 H + + 2 e - ® H2
MnO4 - + 5 e - + 8 H + ® Mn 2+ + 4H2 O
Zn 2+ + ® Zn 2 e -
Cu 2+ + ® Cu 2 e - Une réaction moitié ne se produit pas par lui-même, au moins deux de ces réactions doivent être couplés de telle sorte que l'électron libéré par un réactif est acceptée par l'autre afin d'achever la réaction. Ainsi, les réactions d'oxydation et de réduction doivent avoir lieu simultanément dans un système, et ce type de réactions est appelée réaction de réduction d'oxydation ou une réaction simplement redox. Par exemple, Zn + Cu 2+ Zn 2+ + ® Cu est une réaction d'oxydoréduction, Zn étant oxydé, et Cu 2+ étant réduite. Les réactions d'oxydoréduction ont lieu dans les opérations de la batterie.
équations demi-réaction sont utiles pour équilibrer les équations de réaction d'oxydo-réduction.
Équilibre entre réactions d'oxydoréduction avec demi-réactions
Les réactions d'oxydation et de réduction sont appelées réactions redox.
En théorie, une réaction d'oxydation-réduction a lieu même lorsque les réactifs sont bien séparées dans l'espace, aussi longtemps que le flux d'électrons et d'ions sont facilitées par des connexions électriques (pont de sel et de fils). Une réaction d'oxydo-réduction simple du type:
Dans ce cas, les électrons se déplacent à partir de l'électrode de Zn à l'électrode Cu via le fil reliant les deux électrodes. Les ions se déplacent dans une solution ou par l'intermédiaire d'un pont de sel pour équilibrer la charge dans les solutions d'électrolyte.
Vous avez déjà vu le schéma d'une cellule galvanique.
Guide pour l'écriture et l'équilibrage des équations demi-réaction
- Identifier l'élément clé qui subit un changement d'état d'oxydation.
- Équilibrer le nombre d'atomes de l'élément clé des deux côtés.
- Ajouter le nombre approprié d'électrons pour compenser le changement d'état d'oxydation.
- Ajouter H + (en milieu acide), ou OH - (en milieu basique), pour équilibrer la charge sur les deux côtés des demi-réactions; et H2 O, le cas échéant, d'équilibrer les équations.
Quelques exemples sont donnés pour illustrer la façon dont nous utilisons pour décrire les réactions demi et un équilibre entre une certaine réduction et d'oxydation (réactions redox).
Exemple 1. un équilibre entre les deux demi-réactions pour la réaction dans une solution acide: H2 O2 + I - -> I2 + H2 O
- Dans cette réaction, Cl de ClO2 est à la fois oxydé et réduit.
- Les deux demi-réactions sont: ClO2 ® ClO2 -; (réduction)
ClO2 ® ClO3 -; (oxydation) - Ajouter des électrons pour compenser les changements d'oxydation: ClO2 + e - ® ClO2 -; (Réduit, 4 -> 3 Cl)
ClO2 ® ClO3 - + e -; (Oxydé, 4 -> 5) - Ajouter H +. OH -. ou H2 O pour équilibrer les équations résultats dans ClO2 + e - ® ClO2 -
ClO2 + 2 OH - ® ClO3 - + e - + H2 O ajouter maintenant les deux demi-réactions ensemble pour donner la réaction globale: 2 ClO2 + 2 OH - ® ClO2 - + ClO3 - + H2 O
Questions de confiance
Savoir-faire - Identifier les éléments oxydées et réduites.
L'état d'oxydation S va de -2 à H2 S à 0 en S, un élément.
L'état d'oxydation de I va de 0 à -1.
Savoir-faire - Ajouter des électrons à équilibrer demi-réactions
Zn est oxydé, NO3 - est réduite. Vous pensez probablement que NH4 + porte une charge positive et NO3 - porte une charge négative. Mais vous devez ajouter des électrons pour compenser le changement d'état d'oxydation. Voir la question suivante.
Savoir-faire - Ajouter H + à ballance la charge comme une étape pour équilibrer les équations.
Compétences - Ajouter de l'eau à l'équilibre H et O dans l'équation
L'équation équilibrée est 10 H + + NO3 - + 8 + e + ® NH4 3H2 O.
Savoir-faire - Identifier élément oxydé ou réduit et des changements d'état d'oxydation.
Comme dans H2 As4 - a un état d'oxydation de +5.
Discussion -
Les états d'oxydation pour S -2 sont en AS2 S3. et 6 en SO4 2-. L'état d'oxydation des changements de S -2-6, une augmentation de 8.
Savoir-faire - Solde tous les éléments clés si plus d'un est impliqué avant d'ajouter des électrons
Comme il y a 3 S sur la gauche, et seul sur la droite.
Savoir-faire - Ajouter des électrons comme une étape dans l'équilibrage des équations demi-réaction
Comme les deux As et S sont oxydées, les deux donnent des électrons.
Savoir-faire - Ajouter les électrons nombre correct comme une étape dans l'équilibrage des équations demi-réaction
Comme +3 -> +5 (2 e) * 2
S -2 -> 6 (8 e) * 3
Nombre total d'électrons: (2 * 2 + 3 * 8) = e 28 e As2 S3 ® 2 H2 AsO4 - + 3 + SO4 2- 28 e -
Compétences - équilibrer la charge en utilisant H + ou OH -
Équilibrer la charge sur la droite en utilisant H +. qui est abondant dans une solution acide. As2 S3 ® 2 H2 AsO4 - + 3 + SO4 2- 28 e - + 36 H +
Compétence - Balance équation demi-réaction.
L'équation de demi-réaction équilibrée est la suivante: 20 H2 O + As2 S3 ® 2 H2 AsO4 - + 3 + SO4 2- 28 e - + 36 H +