Comment équilibrer Redox dans une solution basique

Comment équilibrer Redox dans une solution basique

L'oxydation-réduction (redox) des réactions sont un type de réaction qui implique le transfert d'électrons entre les molécules. Les deux termes ne sont pas mutuellement exclusives à la fois l'oxydation et la réduction doit se produire simultanément. L'oxydation se réfère à la perte d'électrons; tandis que la réduction indique l'obtention d'électrons. Une molécule qui perd un électron (oxydé) est appelé un agent réducteur, car sa présence conduit à la diminution de l'autre molécule dans la réaction que l'on appelle l'agent oxydant (gains des électrons). Déterminer qui molécule est oxydé et réduit est fondamental dans l'équilibre redox une réaction. En outre, les réactions d'oxydoréduction peuvent se produire dans (<7 ou basique (pH pH)> 7) soit des solutions acides. Pour une solution de base, procédez comme suit pour équilibrer une réaction d'oxydoréduction.

Comment équilibrer Redox dans une solution basique


Équilibrer un réaction Redox dans la solution de base


•  Déterminer la charge des molécules qui sont oxydées et réduites. Dans notre exemple, l'équation, on voit que le soufre (S) et l'azote (N) sont les deux molécules participant à la réaction. Sur le côté réactif de l'équation, [S (s) + NO3- (aq)], nous voyons que S a une charge neutre. La charge de la molécule de N peut être déterminée en examinant l'autre molécule du composé, et la charge globale du composé. NO3- a la charge totale de -1. Il ya trois molécules d'oxygène qui auront chacun un -2 chargé comme indiqué par son emplacement dans le tableau périodique résultant en une charge totale de -6 pour le terme O3. Ainsi, la charge de N (x) plus la charge des 3 S (-6) des molécules est égale à la charge globale de la molécule (-1), ou x - 6 = -1. Résoudre pour x donne une charge de 5 pour la molécule d'azote. Répétez la même procédure pour les réactifs qui se traduit par une charge de 4 pour la molécule de S en SO2 et une charge de 2 pour la molécule N en NO. La molécule de SO2 a une charge globale neutre et chaque molécule d'oxygène a une charge résultant -2 à -4 une accusation; donc, S doit avoir une charge 4 à équilibrer cela et donner une charge globale neutre pour la molécule de SO2. De même, la molécule NO a une charge globale neutre avec l'oxygène ayant un -2 frais. La molécule N doit alors avoir une charge de +2 à faire la molécule neutre.

•  Divisez l'équation en deux demi-réactions: l'oxydation demi-réaction et la réduction de la moitié réaction. Ceci est réalisé en déterminant molécule qui est oxydé et donne des électrons (agent réducteur) et qui accepte des électrons molécule et est réduite (agent oxydant). En utilisant notre exemple équation, nous aurions [S (s) -> SO2 (g)] et [NO3- -> NO (g)]. En utilisant notre préalablement déterminer frais sur la S et N molécule, nous voyons que S passe d'une charge neutre (S) à +4 charge (SO2) et N va d'une charge 5 (NO3-) pour une charge 2 ( NO). Ainsi, la molécule N a une réduction de la charge (5-2), ce qui signifie qu'il a gagné électrons (réduit) qui indique ce que les demi-réaction de réduction. L'autre réaction doit donc être la moitié de la réaction d'oxydation.

Equilibrer les trois éléments autres que H et O de chaque demi-réaction. Ceci est déjà accomplie pour notre exemple que le nombre de réactifs de N S correspond au nombre d'atomes de produits pour chaque demi-réaction, respectivement.

•  Équilibrer les atomes d'oxygène en ajoutant H2O.

La réaction d'oxydation serait S + 2 H2O -> SO2

La réaction de réduction serait NO3- -> NO + 3 H2O

•  Équilibrer les atomes d'hydrogène par addition de H + à chaque demi-réaction nous donner

S + 2 H2O -> SO2 + 4 H + pour la demi-réaction d'oxydation

et

4 H + NO3- -> NO + 2 H2O pour la demi-réaction de réduction.

Equilibrer les six charges entre les réactifs et les produits de réaction ont chacun en ajoutant des électrons. Cela donne:

S + 2 H2O -> SO2 + 4 H + + 4eÂ- pour la moitié d'oxydation

et

4 H + + + NO3 3e- -> NO + 2 H2O pour la moitié de la réduction.

•  Multiplier chaque terme dans les réactions de moitié par le numéro de l'autre demi-réaction d'électrons. Il en résulte la suppression des électrons. Donc, nous multiplier la moitié de réaction d'oxydation par 3e- et la réduction de la moitié réaction par 4e- nous donner:

3 S + 6 H2O -> 3 SO 2 + 12 H +

et

16H + + NO3- 4 -> 4 NO + 8 H2O

•  Réunir ensuite les réactifs et les produits des deux demi-réactions et annuler les termes tels que de chaque côté.

En combinant les deux équations nous donne:

3 S + 4 NO3- 6 H2O + 16H + -> 3 SO2 + 4 NO + 12 H + + 8 H2O

Annulation du nombre de H + et H2O molécules de chaque côté, on obtient:

3 S + 4 NO 3 + 4H + -> 3 SO 2 + 4 NO + 2 H2O

Ajouter neuf le nombre de molécules OH chaque côté est égal à la quantité de H + et de combiner le reste de H + et OH-, de chaque côté en tant que molécules d'eau. La solution est donc de base ions OH- se combiner avec tous les ions H + qui nous donne:

3 S + 4 NO 3 + 4H + + 4OH- -> 3 SO 2 + 4 NO + 2 H2O + 4OH-

En combinant les OH- et H + molécules et en annulant les molécules d'eau résultant de chaque côté donne:

3 S + 4 NO 3 + 2H20 -> 3 SO 2 + 4 NO + 4OH-

•  Assurez-vous que la charge des réactifs est égale à la charge des produits dans l'équation équilibrée finale. Dans notre exemple, nous avons la charge des réactifs comme -4 (4 NO3-) des molécules et la charge des produits 4 (4 OH des molécules). Tous les éléments et les charges sont équilibrés de réactif au produit; Ainsi, l'équation est équilibrée.

Conseils et avertissements


  • Le mode opératoire est exactement le même pour une réaction d'oxydo-réduction dans une solution acide à l'exception de l'étape d'addition d'OH des molécules de l'équilibre de la H + molécules est omise. L'équation finale aurait juste le H + molécules. Un guide étape par étape avec des problèmes pratiques pour équilibrer les deux types est donnée dans la section Ressources.

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