Équilibrage réactions d'oxydoréduction - LibreTexts Chimie
Les réactions d'oxydo-réduction. ou des réactions d'oxydoréduction, sont des réactions dans lesquelles un réactif est oxydé et un réactif est réduite en même temps. Ce module montre comment équilibrer diverses équations redox.
Identification des réactions d'oxydoréduction
La première étape d'équilibrage toute réaction d'oxydo-réduction consiste à déterminer si oui ou non il y a même une réaction d'oxydation-réduction, qui exige que les espèces présente l'évolution des états d'oxydation au cours de la réaction. Pour maintenir la neutralité de charge dans l'échantillon, la réaction d'oxydo-réduction entraînera à la fois un composant de réduction et une oxydation des composants et est souvent séparé en deux indépendants hypothétiques demi-réactions pour aider à comprendre la réaction. Cela nécessite d'identifier quel élément est oxydé et quel élément est réduit. Par exemple, considérons cette réaction:
\ [Cu (s) + 2 Ag ^ + (aq) \ rightarrow ^ Cu (aq) + 2 Ag (s) \ label \]
La première étape pour déterminer si la réaction est une réaction d'oxydo-réduction consiste à diviser l'équation en deux demi-réactions hypothétiques. Commençons par la demi-réaction impliquant les atomes de cuivre:
\ [Cu (s) \ rightarrow ^ Cu (aq) \ label \]
L'état de cuivre d'oxydation sur le côté gauche est 0, car il est un élément lui-même. L'état d'oxydation du cuivre sur le côté droit de l'équation est 2. Le cuivre dans cette demi-réaction est oxydé comme les états d'oxydation croît de 0 à 2 Cu à en Cu + 2. Considérons maintenant les atomes d'argent
\ [2 Ag ^ + (aq) \ rightarrow 2 Ag (s) \ label \]
En conséquence, cette réaction est une réaction d'oxydo-réduction à la fois la réduction et l'oxydation de demi-réactions se produisent (via le transfert d'électrons, qui ne sont pas représentés de manière explicite dans les équations 2). Une fois confirmé, il est souvent nécessaire d'équilibrer la réaction (la réaction dans l'équation 1 est équilibrée déjà bien), ce qui peut être accompli de deux façons parce que la réaction pourrait avoir lieu dans des conditions neutres, acides ou basiques.
Équilibrage réactions d'oxydoréduction
L'équilibrage des réactions redox est un peu plus complexe que l'équilibrage des réactions classiques, mais suit toujours un ensemble relativement simple de règles. Une différence majeure est la nécessité de connaître les demi-réactions des réactifs impliqués; une table demi-réaction est très utile pour cela. Les demi-réactions sont souvent utiles en ce que deux demi-réactions peuvent être ajoutés pour obtenir une équation nette totale. Bien que les demi-réactions doivent être connues pour compléter une réaction d'oxydo-réduction, il est souvent possible de les comprendre sans avoir à utiliser une table demi-réaction. Ceci est démontré dans les exemples de solutions acides et basiques. Outre les règles générales pour des conditions neutres, des règles supplémentaires doivent être appliquées pour des réactions aqueuses dans des conditions acides ou basiques.
La méthode utilisée pour équilibrer les réactions d'oxydoréduction est appelée la méthode équation demi. Dans ce procédé, l'équation est séparée en deux demi-équations; une pour l'oxydation et une réduction de.
Chaque équation est équilibré par réglage de coefficients et l'addition de H2 O, H +. et e - dans cet ordre:
Conditions neutres
La première étape pour équilibrer une réaction d'oxydo-réduction est de séparer la réaction en demi-réactions. La substance réduite aura des électrons en tant que réactifs, et la substance oxydée aura des électrons comme des produits. (Habituellement toutes les réactions sont écrits comme des réactions de réduction dans les tables demi-réaction. Pour passer à l'oxydation, toute l'équation est inversée et la tension est multiplié par -1.) Parfois, il est nécessaire de déterminer quelle demi-réaction sera oxydé et qui sera réduit. Dans ce cas, quelle que soit la demi-réaction a une volonté potentiel de réduction plus élevé par la réduction et l'autre oxydé.
Exemple \ (\ PageIndex \): équilibre dans une solution neutre
Équilibrer la réaction suivante
\ [Cu ^ + (aq) + Fe (s) \ rightarrow ^ Fe (aq) + Cu (s) \]
Étape 1: Séparer les demi-réactions. En recherchant le potentiel de réduction, on peut trouver deux réactions distinctes:
\ [Cu ^ + (aq) + e ^ - \ rightarrow Cu (s) \]
\ [Fe ^ (aq) + ^ 3e - \ rightarrow Fe (s) \]
La réaction de cuivre a un potentiel plus élevé et donc est réduite. Le fer est oxydé de sorte que la demi-réaction doit être retournée. Cela donne:
\ [Cu ^ + (aq) + e ^ - \ rightarrow Cu (s) \]
\ [Fe (s) \ rightarrow Fe ^ (aq) + ^ 3e - \]
Étape 2: équilibrer les électrons dans les équations. Dans ce cas, les électrons sont simplement équilibrés en multipliant l'ensemble \ (Cu ^ + (aq) + e ^ - \ rightarrow Cu (s) \) demi-réaction de 3 et laissant l'autre moitié réaction tel qu'il est. Cela donne:
\ [3Cu ^ + (aq) + ^ 3e - \ rightarrow 3Cu (s) \]
\ [Fe (s) \ rightarrow Fe ^ (aq) + ^ 3e - \]
Étape 3: Ajout des équations donnent:
\ [^ 3Cu + (aq) + 3e ^ - + Fe (s) \ rightarrow 3Cu (s) + Fe ^ (aq) + 3e ^ - \]
Les électrons s'annulent et l'équation équilibrée reste.
\ [^ 3Cu + (aq) + Fe (s) \ rightarrow 3Cu (s) + Fe ^ (aq) \]
Conditions acides
des conditions acides implique habituellement une solution avec un excès de concentration de H +, ce qui rend la solution acide. L'équilibrage commence par séparer la réaction en demi-réactions. Cependant, au lieu d'équilibrer immédiatement les électrons, un équilibre entre tous les éléments dans les demi-réactions qui ne sont pas de l'hydrogène et de l'oxygène. Ensuite, ajouter des molécules H2 O à équilibrer les atomes d'oxygène. Ensuite, l'équilibre entre les atomes d'hydrogène en ajoutant des protons (H +). Maintenant, équilibrer la charge en ajoutant des électrons et l'échelle des électrons (multiplier par le plus petit commun multiple) afin qu'ils annulent lorsqu'ils sont additionnés. Enfin, ajoutez les deux demi-réactions et annuler des termes communs.
Exemple \ (\ PageIndex \): équilibre dans une solution d'acide
Équilibrer la réaction redox suivante dans des conditions acides.
\ [^ Cr_2O_7 (aq) + HNO_2 (aq) \ rightarrow ^ Cr (aq) + NO_3 ^ - (aq) \]
Étape 1: Séparer les demi-réactions. Le tableau fourni ne pas demi-réactions acides ou basiques, donc il suffit d'écrire ce qui est connu.
\ [^ Cr_2O_7 (aq) \ rightarrow ^ Cr (aq) \]
\ [HNO_2 (aq) \ rightarrow NO_3 ^ - (aq) \]
Étape 2: éléments d'équilibre autres que O et H. Dans cet exemple, que le chrome doit être équilibré. Cela donne:
\ [^ Cr_2O_7 (aq) \ rightarrow 2Cr ^ (aq) \]
\ [HNO_2 (aq) \ rightarrow NO_3 ^ - (aq) \]
Étape 3: Ajouter H2 O pour équilibrer l'oxygène. La réaction de chrome doit être équilibré en ajoutant 7 molécules H2 O. L'autre réaction doit également être compensée par l'ajout d'une molécule d'eau. Cela donne:
\ [^ Cr_2O_7 (aq) \ rightarrow ^ 2Cr (aq) + 7H_2O (l) \]
\ [HNO_2 (aq) + H_2O (l) \ rightarrow NO_3 ^ - (aq) \]
Etape 4: Balance hydrogène en ajoutant des protons (H +). 14 protons doivent être ajoutés sur le côté gauche de la réaction de chrome pour équilibrer la 14 (2 par molécule d'eau * 7 molécules d'eau) des atomes d'hydrogène. 3 protons doivent être ajoutés sur le côté droit de l'autre réaction.
\ [14H ^ + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow ^ 2Cr (aq) + 7H_2O (l) \]
\ [HNO_2 (aq) + H2O (l) \ rightarrow 3H ^ + (aq) + NO_3 ^ - (aq) \]
Étape 5: équilibrer la charge de chaque équation avec des électrons. La réaction de chrome a (14+) + (2) = 12+ sur le côté gauche et (2 * 3 +) = 6 + sur le côté droit. Pour équilibrer, ajouter 6 électrons (chacun avec une charge de -1) sur le côté gauche:
\ [6E ^ - ^ + 14H + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow ^ 2Cr (aq) + 7H_2O (l) \]
Pour l'autre réaction, il n'y a pas de frais sur la gauche et un (3+) + (-1) = 2 + charge sur la droite. Alors ajoutez 2 électrons sur le côté droit:
\ [HNO_2 (aq) + H_2O (l) \ rightarrow 3H ^ + (aq) + NO_3 ^ - (aq) + 2e ^ - \]
Étape 6: L'échelle des réactions de telle sorte que les électrons sont égaux. La réaction de chrome a 6E - et l'autre réaction a 2e -. il devrait donc être multipliée par 3. Cela donne:
\ [3 * [HNO_2 (aq) + H_2O (l) \ rightarrow 3H ^ + (aq) + NO_3 ^ - (aq) + 2e ^ -] \ Rightarrow \]
\ [3HNO_2 (aq) + 3H_2O (l) \ rightarrow 9H ^ + (aq) + 3NO_3 ^ - (aq) + 6E ^ - \]
\ [6E ^ - ^ + 14H + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow ^ 2Cr (aq) + 7H_2O (l) \.]
Étape 7: Ajouter les réactions et annuler des termes communs.
\ [[3HNO_2 (aq) + 3H_2O (l) \ rightarrow 9H ^ + (aq) + 3NO_3 ^ - (aq) + 6E ^ -] + \]
\ [[6E ^ - ^ + 14H + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow ^ 2Cr (aq) + 7H_2O (l)] = \]
\ [3HNO_2 (aq) + 3H_2O (l) + 6E ^ - + 14H ^ + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 9H ^ + (aq) + 3NO_3 ^ - (aq) + 6E ^ - + 2Cr ^ (aq) + 7H_2O (l) \]
Les électrons se compensent ainsi que 3 molécules d'eau et 9 protons. Cela laisse la réaction nette équilibrée:
\ [3HNO_2 (aq) + 5H ^ + (aq) + Cr_2O_7 ^ (aq) \ rightarrow 3NO_3 ^ - (aq) + 2Cr ^ (aq) + 4H_2O (l) \]
Conditions de base
Bases se dissolvent en ions OH - dans la solution; Par conséquent, l'équilibre des réactions redox dans des conditions de base nécessite OH -. Suivez les mêmes étapes que pour des conditions acides. La seule différence est l'ajout d'ions hydroxyde (OH -) de chaque côté de la réaction nette pour équilibrer toute H +. OH - et des ions H + sur le même côté d'une réaction doivent être ajoutées ensemble pour former de l'eau. Encore une fois, peut être annulé tous les termes communs à.
Exemple \ (\ PageIndex \): équilibre dans la solution de base
Équilibrer la réaction redox suivante dans des conditions de base.
\ [Ag (s) + Zn ^ (aq) \ rightarrow Ag_2O (aq) + Zn (s) \]
Passez par toutes les mêmes étapes que si elle était dans des conditions acides.
Étape 1: Séparer les demi-réactions.
\ [Ag (s) \ rightarrow Ag_2O (aq) \]
\ [^ Zn (aq) \ rightarrow Zn (s) \]
Étape 2: éléments autres que la balance O et H.
\ [2Ag (s) \ rightarrow Ag_2O (aq) \]
\ [^ Zn (aq) \ rightarrow Zn (s) \]
Étape 3: Ajouter H2 O pour équilibrer l'oxygène.
\ [H_2O (l) + 2Ag (s) \ rightarrow Ag_2O (aq) \]
\ [^ Zn (aq) \ rightarrow Zn (s) \]
Etape 4: un atome d'hydrogène d'équilibre avec des protons.
\ [H_2O (l) + 2Ag (s) \ rightarrow Ag_2O (aq) + 2 H ^ + (aq) \]
\ [^ Zn (aq) \ rightarrow Zn (s) \]
Étape 5: équilibrer la charge avec e -.
\ [H_2O (l) + 2Ag (s) \ rightarrow Ag_2O (aq) + 2 H ^ + (aq) + 2e ^ - \]
\ [^ Zn (aq) + 2e ^ - \ rightarrow Zn (s) \]
Étape 6: échelle les réactions afin qu'ils aient une quantité égale d'électrons. Dans ce cas, il est déjà fait.
Étape 7: Ajouter les réactions et annuler les électrons.
\ [H_2O (l) + 2Ag (s) + Zn ^ (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + 2 H ^ + (aq). \]
Étape 8: Ajouter OH - à l'équilibre H +. Il y a 2 protons nets dans cette équation, il faut donc ajouter 2 OH - ions de chaque côté.
\ [H_2O (l) + 2Ag (s) + Zn ^ (aq) + 2OH ^ - (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + 2 H ^ + (aq) + 2OH ^ - (aq). \]
Etape 9: Moissonneuse ions OH - et ions H + qui sont présents sur le même côté pour former de l'eau.
\ [H_2O (l) + 2Ag (s) + Zn ^ (aq) + 2OH ^ - (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + 2H_2O (l) \]
Étape 10: Annuler termes communs.
\ [2Ag (s) + Zn ^ (aq) + 2OH ^ - (aq) \ rightarrow Zn (s) + Ag_2O (aq) + H_2O (l) \]
Les références
Collaborateurs
- Ann Nguyen (UCD), Luvleen Brar (UCD)
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