Sådan balancerer Redox Equations

Oxidationsreduktion eller "redox" reaktioner repræsenterer en af ​​de vigtigste reaktionsklassifikationer i kemi. Reaktionerne indebærer nødvendigvis overførsel af elektroner fra en art til en anden. Kemister henviser til tabet af elektroner som oxidation og til gevinsten af ​​elektroner som reduktion. Afbalanceringen af ​​en kemisk ligning henviser til fremgangsmåden til justering af tallene for hver reaktant og produkt, således at forbindelserne på henholdsvis venstre og højre side af reaktionspilen - henholdsvis reaktanterne og produkterne - indeholder det samme antal af hver type atom . Denne proces repræsenterer en konsekvens af termodynamikens første lov, hvori det hedder, at materien hverken kan skabes eller ødelægges. Redox-reaktioner tager denne proces et skridt videre ved også at balancere antallet af elektroner på hver side af pilen, fordi elektroner som atomer har masse og derfor styres af den første lov af termodynamik.

Skriv det ubalancerede kemikalie ligning på et stykke papir og identificere arten, der oxideres og reduceres ved at undersøge ladningerne på atomerne. For eksempel overveje den ubalancerede reaktion af permanganation, MnO4 (-), hvor (-) repræsenterer en ladning på ionet af negativ en oxalation, C204 (2-) i nærværelse af en syre H (+) : MnO4 (-) + C204 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H20. Oxygen antager næsten altid en afgift på negative to i forbindelser. Således, MnO4 (-), hvis hver oxygen opretholder en negativ to ladning, og den samlede ladning er negativ, skal manganet udvise en ladning på positiv syv. Carbonet i C204 (2-) udviser tilsvarende en ladning af positive tre. På produktsiden besidder manganet en ladning af positive to og carbonet er positivt fire. I denne reaktion reduceres manganet således, fordi dets ladning falder, og carbonet oxideres, fordi dets ladning stiger.

Skriv separate reaktioner - kaldet halvreaktioner - for oxidations- og reduktionsprocesserne og inkludere elektronerne. Mn (+7) i MnO4 (-) bliver Mn (+2) ved at påtage fem yderligere elektroner (7 - 2 = 5). Ethvert ilt i MnO4 (-) skal dog blive vand, H2O, som et biprodukt, og vandet kan ikke danne med hydrogenatomer, H (+). Derfor skal protoner H (+) tilføjes til venstre på ligningen. Den afbalancerede halvreaktion bliver nu MnO4 (-) + 8H (+) + 5e → Mn (2+) + 4 H2O, hvor e repræsenterer en elektron. Oxideringshalvreaktionen bliver tilsvarende C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.

Balancerer den samlede reaktion ved at sikre, at antallet af elektroner i oxidations- og reduktionshalvreaktionerne er ens. I forlængelse af det foregående eksempel involverer oxidationen af ​​oxalationen C2O4 (2-) kun to elektroner, mens reduktionen af ​​mangan involverer fem. Følgelig skal hele manganhalvreaktionen multipliceres med to, og hele oxalatreaktionen multipliceres med fem. Dette vil bringe antallet af elektroner i hver halv reaktion til 10. De to halv reaktioner bliver nu 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O og 5 C204 (2) -) - 10 e → 10 CO2.

Hent den afbalancerede overordnede ligning ved at summere de to afbalancerede halvreaktioner. Bemærk manganreaktionen indbefatter forøgelsen af ​​10 elektroner, medens oxalatreaktionen involverer tabet af 10 elektroner. Elektronerne annullerer derfor. I praksis betyder det, at fem oxalationer overfører i alt 10 elektroner til to permanganationer. Når det summeres, bliver den samlede afbalancerede ligning 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, hvilket repræsenterer en afbalanceret redoxligning.