Mestring af balancen mellem redoxligninger:En trin-for-trin-vejledning

Af Jack Brubaker | Opdateret 30. august 2022

vidalidali/iStock/GettyImages

Oxidationsreduktion, eller "redox", reaktioner er en hjørnesten i kemiske transformationer. De involverer overførsel af elektroner mellem arter:tabte elektroner oxideres, de opnåede elektroner reduceres. Balancering af en kemisk ligning sikrer, at hvert atom og hver ladning vises på begge sider, og ære bevarelsen af ​​masse og ladning - grundlæggende principper i termodynamikkens første lov. Redox-reaktioner tager dette et skridt videre ved også at balancere elektronantallet.

Trin 1:Identificer oxidation og reduktion

Skriv den ubalancerede reaktion og bestem, hvilke atomer der ændrer oxidationstilstand. For eksempel i den sure reaktion:

MnO₄ ^–  + C₂ O₄ ^2–  + H ⁺  → Mn ²⁺  + CO₂  + H₂ O

Fordi oxygen næsten altid bærer en ladning -2, er den samlede ladning -1 af MnO₄ ^– tvinger mangan til at have en +7 oxidationstilstand. I C₂ O₄ ^2– , hvert kulstof er +3. Efter reaktionen er Mn +2 og kulstof +4—mangan reduceres, kulstof oxideres.

Trin 2:Skriv halvreaktioner med elektroner

Udtryk oxidationen og reduktionen som separate halvreaktioner, og tilføj elektroner for at balancere ladningen:

Reduktion:  MnO₄ ^–  + 8 H ⁺  + 5 e ^–  → Mn ²⁺  + 4 H₂ O

Oxidation:  C₂ O₄ ^2–  → 2 CO₂  + 2 e ^–

Trin 3:Udlign elektronoverførsel

Skaler halvreaktionerne, så elektronantallet stemmer overens. Reduktionstrinnet kræver 5 elektroner; kun oxidationstrinnet 2. Gang reduktionen med 2 og oxidationen med 5:

2 MnO₄ ^–  + 16 H ⁺  + 10 e ^–  → 2 Mn ²⁺  + 8 H₂ O

5 C₂ O₄ ^2–  → 10 CO₂  + 10 e ^–

Trin 4:Kombiner og annuller

Tilføjelse af de to afbalancerede halvreaktioner annullerer elektronerne:

2 MnO₄ ^–  + 16 H ⁺  + 5 C₂ O₄ ^2–  → 2 Mn ²⁺  + 8 H₂ O + 10 CO₂

Dette er den fuldt afbalancerede redoxligning.

Ved at følge disse systematiske trin kan du trygt afbalancere enhver redoxreaktion, uanset om det er i laboratoriemiljøer eller akademiske kurser.