Turinys

• Instrukcijos
• Ką reikia

Redokso oksidacijos reakcijos arba redoksinės reakcijos yra dažnos chemijoje. Šiose reakcijose elementas išskiria elektronus (oksidaciją), kurie sujungia su kitu elementu (redukcija). Nepaisant nomenklatūros, oksidacijos procese deguonis nėra būtinas. Redokso lygties sprendimas apima reakcijos padalijimą į dvi „pusės reakcijas“. Elektronų perkėlimas iš vieno elemento į kitą reiškia, kad pusė šių pusinės reakcijos negali vykti savarankiškai. Norint subalansuoti pradinę lygtį, būtina suderinti oksidaciją ir sumažinti pusiausvyrą.

Instrukcijos

1. Parašykite reakcijos lygtį ir įveskite kiekvieno elemento oksidacijos numerius. Oksidacijos numeriai bus lygūs jonų įkrovos elementui arba molekulei, tiek teigiamai, tiek neigiamai, bet ne visada. Kai kuriose periodinėse lentelėse pateikiami dažniausiai pasitaikantys oksidacijos numeriai. Formalias oksidacijos numerių priskyrimo taisykles galima gauti atliekant atominės struktūros ir Lewio struktūros tyrimą. Su oksidacijos numeriais kvadratiniuose skliaustuose: Cu [0] + H [1+] N [5+] O3 [2-] --- > [2+] O [2+] (N [5 +] O3 [2 -]) 2 + N [2+] O [2-

2. Nustatykite, kurie iš elementų yra oksiduoti ir kurie yra sumažinti, tada užrašykite oksidacijos ir redukcijos pusinės reakcijos. Šiame pavyzdyje "N" oksidacijos numeris svyruoja nuo "5+" iki "2+", ir kadangi pokytis yra mažesnis, azotas tampa "e" elektronais. Taigi, azotas sumažėja. Kadangi skirtumas tarp oksidacijos numerių yra trys, sumažinimo pusinės reakcijos yra: N [5+] + 3e [-] ---> N [2+] Taip pat Cu oksidacijos skaičius keičiasi iš „0“ į „2+“, o tai reiškia, kad jis įgyja elektronų. Gautos oksidacijos pusinės reakcijos yra: Cu [0] ---> Cu [2+] + 2e [-]

   
   

3. Pusiausvyros pusiausvyros pusiausvyros padauginus kiekvieną veiksnį, kuris padidins abiejų reakcijų elektronų skaičių. Šiuo atveju pusė reakcijos metu yra du elektronai ir trys elektronai. Paprasčiausias būdas yra oksidacijos pusinės reakcijos padauginimas iš sumažėjusios pusinės reakcijos elektronų skaičiaus ir atvirkščiai. Čia oksidacijos pusinės reakcijos metu yra du elektronai, todėl sumažinimo pusinę reakciją reikia padauginti iš dviejų: 2N [5+] + 6e [-] ---> 2N [2+] Naudojant tą patį metodą, padauginkite oksidacijos pusė reakcija trimis: 3Cu [0] ---> 3Cu [2+] + 6e [-]

4. Suderinkite dvi subalansuotas reakcijas. 3Cu [2+] + 6e [-] + 2N [2+] Kadangi abiejose rodyklės pusėse rodoma 6e [-], jie atšaukia vienas kitą. 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Tai tik dalis tirpalo redokso. Šiuos rezultatus turėtumėte naudoti, kad gautumėte išsamų sprendimą pradinėje lygtyje.

5. Naudokite redokso tirpalo koeficientus pradinėje lygtyje, siekdami ją naudoti tik tuo atveju, jei jis atitinka elementą ir jo oksidacijos numerį. Jei elemento oksidacijos numerių pora pirminėje lygtyje atsiranda daugiau nei vieną kartą, įveskite to poros koeficientą, kuriame jis yra. Šiame pavyzdyje „N [5+]“ atsiranda dvigubai pirminėje lygtyje, todėl jis negauna koeficiento. Redokso tirpalas: 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Originalo lygtis su oksidacijos numeriais: Cu [0] + H [1+] N [5+] O [2+] O [2+] O [2-] + H2 [1+] O [2-] pridedami koeficientai: 3Cu + HNO3 ---> 3Cu (NO3) + 2NO + H2O

   
   

6. Likusią pusiausvyros pusiausvyrą patikrinkite. Šiame pavyzdyje kairėje pusėje esanti HNO3 molekulė turi turėti aštuonį koeficientą, o dešinėje pusėje - H2O, kad lygiaverčiai pusiausvyrai būtų taikomas keturis koeficientas. 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

Ką reikia

• Rašiklis / pieštukas
• Popierius
• Periodinė lentelė