équations ioniques pour les réactions redox écrit
ÉCRITURE IONIC ÉQUATIONS POUR RÉACTIONS REDOX
Cette page explique comment travailler des réactions demi-électrons pour les processus d'oxydation et de réduction, et comment les combiner pour donner l'équation ionique globale pour une réaction d'oxydo-réduction. Ceci est une compétence importante en chimie inorganique.
Ne vous inquiétez pas s'il semble que vous prendre beaucoup de temps dans les premiers stades. Il est un processus assez lent, même avec l'expérience. Prenez votre temps et la pratique autant que vous le pouvez.
Qu'est-ce qu'un électron-demi-équation?
Lorsque le magnésium réduit l'oxyde de cuivre en cuivre chaud (II), l'équation ionique pour la réaction est la suivante:
Note: Je vais laisser des symboles de l'Etat dans toutes les équations sur cette page. Ce sujet est assez gênant quand même sans avoir à se soucier des symboles de l'Etat, ainsi que tout le reste. La pratique d'obtenir les équations à droite, puis ajoutez les symboles de l'Etat dans la suite si vos examinateurs sont susceptibles de les vouloir.
Vous pouvez diviser l'équation ionique en deux parties, et examiner du point de vue du magnésium et des ions cuivre (II) séparément. Cela montre clairement que le magnésium a perdu deux électrons et les ions cuivre (II) les ont acquis.
Ces deux équations sont décrites comme « électron-demi-équations » ou « demi-équations » ou « demi ioniques équations » ou « demi-réactions » - beaucoup de variations qui signifie que tous exactement la même chose!
Toute réaction d'oxydo-réduction est composé de deux demi-réactions: dans l'un d'entre eux les électrons sont perdus (un processus d'oxydation) et dans l'autre ces électrons sont acquis (un processus de réduction).
Remarque: Si vous n'êtes pas satisfait de réactions redox en termes de transfert d'électrons, vous devez lire la page d'introduction sur les réactions redox avant de continuer.
L'élaboration d'électrons demi-équations et de les utiliser pour construire des équations ioniques
Dans l'exemple ci-dessus, nous avons les électrons demi-équations en partant de l'équation ionique et l'extraction des réactions individuelles demi-de celui-ci. C'est fait tout tout à fait dans le mauvais sens!
En réalité, vous avez presque toujours à partir de l'électron-demi-équations et de les utiliser pour construire l'équation ionique.
Exemple 1: La réaction entre le chlore et des ions fer (II)
ions chlore gazeux oxyde les ions fer (II) de fer (III). Dans le procédé, le chlore est réduit en ions chlorure.
Vous devez savoir cela, ou être dit par un examinateur. Dans les équations de construction, il est tout à fait beaucoup de choses que vous pouvez travailler comme vous allez le long, mais vous devez avoir un endroit pour commencer à partir!
Vous commencez par écrire ce que vous savez pour chacun des demi-réactions. Dans le cas du chlore, vous savez que le chlore (sous forme de molécules) se transforme en ions chlorure:
La première chose à faire est d'équilibrer les atomes que vous avez aussi loin que vous le pouvez:
Vérifiez toujours que vous avez les atomes existants équilibrés avant de faire quoi que ce soit d'autre. Si vous oubliez de le faire, tout ce que vous faites est la suite d'une perte de temps!
Maintenant, vous devez ajouter des choses à la demi-équation afin de rendre l'équilibre complètement.
Tout ce que vous êtes autorisé à ajouter sont:
des ions hydrogène (à moins que la réaction est effectuée dans des conditions alcalines - dans ce cas, on peut ajouter des ions hydroxyde à la place)
Dans le cas de chlore, tout ce qui est mal à l'équation actuelle que nous avons produit jusqu'à présent est que les charges ne concordent pas. Le côté gauche de l'équation n'a pas de charge, mais le côté droit porte 2 charges négatives.
C'est facilement mis à droite en ajoutant deux électrons sur le côté gauche. La version finale de la demi-réaction est:
Maintenant, vous répétez cette opération pour les ions fer (II). Vous connaissez des ions (ou vous dit) qu'ils sont oxydées en fer (III). Notez ceci:
Le solde des atomes, mais les frais ne sont pas. Il y a 3 charges positives sur le côté droit, mais seulement 2 à gauche.
Vous devez réduire le nombre de charges positives sur le côté droit. C'est facile à faire en ajoutant un électron de ce côté:
En combinant les demi-réactions pour rendre l'équation ionique pour la réaction
Ce que nous avons à l'heure actuelle est la suivante:
Il est évident que la réaction de fer devra se produire deux fois pour chaque molécule de chlore qui réagit. Laisser pour cela, puis ajoutez les deux demi-équations ensemble.
Mais ne vous arrêtez pas là. Vérifier que tout soldes - atomes et charges. Il est très facile de faire des petites erreurs, surtout si vous essayez de multiplier et d'ajouter des équations plus compliquées.
Vous remarquerez que je ne l'ai pas pris la peine d'inclure les électrons dans la version ajoutée en place. Si vous y pensez, il y a forcément le même nombre de chaque côté de l'équation finale, et donc ils vont annuler. Si vous n'êtes pas satisfait de cela, les écrire et de les biffer après!
Exemple 2: La réaction entre les ions de peroxyde d'hydrogène et de manganate (VII)
ions manganate (VII), MnO4 -. oxyder le peroxyde d'hydrogène, H2 O2. de l'oxygène gazeux. La réaction est effectuée avec une solution de manganate de potassium (VII) et une solution de peroxyde d'hydrogène acidifié avec de l'acide sulfurique dilué.
Pendant la réaction, les ions manganate (VII) sont réduits en ions manganèse (II).
Commençons par le peroxyde d'hydrogène demi-équation. Ce que nous savons est:
L'oxygène est déjà équilibré. Qu'en est-il de l'hydrogène?
Tout ce que vous êtes autorisé à ajouter à cette équation sont l'eau, des ions d'hydrogène et d'électrons. Si vous ajoutez de l'eau pour alimenter les atomes d'hydrogène supplémentaires nécessaires sur le côté droit, vous gâchera oxygènes à nouveau - c'est évidemment faux!
Ajouter deux ions hydrogène sur le côté de droite.
Maintenant, tout ce que vous devez faire est d'équilibrer les charges. Vous devez ajouter 2 électrons sur le côté droit de rendre la charge globale des deux côtés zéro.
Maintenant, pour la manganate (VII) demi-équation:
Vous savez (ou vous dit) que les ions manganate (VII) se transforment en ions manganèse (II). Écrire cela.
Les soldes de manganèse, mais vous avez besoin de quatre oxygènes sur le côté droit. Ceux-ci ne peuvent provenir que de l'eau - qui est la seule chose contenant de l'oxygène que vous êtes autorisé à écrire dans l'une de ces équations dans des conditions acides.
En faisant cela, nous avons mis en place des hydrogènes. Pour équilibrer ces derniers, vous aurez besoin de 8 ions d'hydrogène sur le côté gauche.
Maintenant que tous les atomes sont équilibrés, tout ce que vous devez faire est d'équilibrer les charges. À l'heure actuelle, il y a un 7+ frais nets sur le côté gauche (1 et 8+), mais seulement 2+ à droite. Ajouter 5 électrons sur le côté gauche pour réduire la 7+ à 2+.
C'est le genre typique de la demi-équation que vous devez être en mesure de travailler. La séquence est habituellement
Équilibrer les atomes en dehors de l'oxygène et de l'hydrogène.
Équilibrer les atomes d'oxygène en ajoutant des molécules d'eau.
Équilibrer les atomes d'hydrogène par addition d'ions hydrogène.
Équilibrer les charges en ajoutant des électrons.
En combinant les demi-réactions pour rendre l'équation ionique pour la réaction
Les deux demi-équations que nous avons produits sont les suivants:
Il faut multiplier les équations de sorte que le même nombre d'électrons sont impliqués dans les deux. Dans ce cas, tout fonctionnerait bien si vous transférez 10 électrons.
Mais cette fois, vous n'avez pas tout à fait terminé. Au cours de la vérification de l'équilibre, vous remarquerez qu'il ya des ions d'hydrogène sur les deux côtés de l'équation:
Vous pouvez simplifier cette baisse en soustrayant 10 ions d'hydrogène des deux côtés pour laisser la version finale de l'équation ionique - mais ne pas oublier de vérifier l'équilibre des atomes et des charges!
Vous trouverez souvent que des ions d'hydrogène ou des molécules d'eau apparaissent sur les deux côtés de l'équation ionique dans les cas compliqués construits de cette façon. Vérifiez toujours, et simplifier la mesure du possible.
Exemple 3: L'oxydation de l'éthanol par du dichromate de potassium acidifié (VI)
Cette technique peut être utilisée aussi bien dans les exemples impliquant des produits chimiques organiques. solution de dichromate de potassium (VI) acidifié avec de l'acide sulfurique dilué est utilisé pour oxyder l'éthanol, CH3 CH2 OH, l'acide éthanoïque, CH3 COOH.
L'agent oxydant est l'ion dichromate (VI), Cr2 O7 2-. Ceci est réduit en ions de chrome (III), Cr 3+.
Nous ferons l'éthanol à éthanoïque demi-équation acide premier. En utilisant les mêmes étapes que précédemment, commencez par écrire ce que vous savez:
Équilibrer les atomes d'oxygène par l'ajout d'une molécule d'eau sur le côté gauche:
Ajouter des ions hydrogène à la droite de l'équilibre des hydrogènes:
Et enfin équilibrer les charges en ajoutant 4 électrons sur le côté droit de donner une charge zéro globale de chaque côté:
Le dichromate (VI) demi-équation contient un piège qui beaucoup de gens tombent dans!
Commencez par écrire ce que vous savez:
Ce que les gens oublient souvent de faire à ce stade est d'équilibrer les chromes. Si vous ne le faites pas, vous êtes condamné à faire la mauvaise réponse à la fin du processus! Lorsque vous arrivez à équilibrer les frais que vous devrez écrire dans le mauvais nombre d'électrons - ce qui signifie que vos facteurs multiplicateurs seront mal quand vous venez d'ajouter les demi-équations. Une perte de temps!
équilibre Maintenant, les oxygènes en ajoutant des molécules d'eau.
et les atomes d'hydrogène par addition d'ions d'hydrogène:
Maintenant, tout ce qui a besoin d'équilibre est les frais. Ajouter 6 électrons sur le côté gauche pour donner un 6+ net de chaque côté.
En combinant les demi-réactions pour rendre l'équation ionique pour la réaction
Ce que nous avons à ce jour est le suivant:
Quels sont les facteurs multiplicateurs pour les équations cette fois-ci? La façon la plus simple de travailler ceci est de trouver le plus petit nombre d'électrons qui sont tous deux 4 et 6 se divisera en - dans ce cas, 12. Cela signifie que vous pouvez multiplier une équation par 3 et l'autre par 2.
Note: Ne vous inquiétez pas trop si vous obtenez ce mal et choisir de transférer 24 électrons à la place. Tout ce qui va arriver est que votre équation finale finira avec tout multiplié par 2. Vos examinateurs pourrait bien permettre.
La multiplication et l'addition ressemble à ceci:
Maintenant, vous constaterez qu'il ya des molécules d'eau et des ions d'hydrogène qui se produisent des deux côtés de l'équation ionique. Vous pouvez simplifier pour donner l'équation finale:
Remarque: Vous avez maintenant vu une coupe transversale du genre d'équations que vous pourriez être invité à travailler. Maintenant, vous devez pratiquer afin que vous puissiez le faire assez rapidement et de façon très précise! But pour obtenir un exemple complexe fait en moyennement environ 3 minutes.
Si vous voulez quelques exemples, et la possibilité de pratiquer des réponses disponibles, vous pourriez être intéressé par la recherche dans le chapitre 1 de mon livre sur les calculs de chimie.
Les réactions effectuées dans des conditions alcalines
Questions pour tester votre compréhension
Si c'est la première série de questions que vous avez fait, s'il vous plaît lire la page d'introduction avant de commencer. Vous aurez besoin d'utiliser le bouton de retour de votre navigateur pour revenir ici après.
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