If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Jeżeli jesteś za filtrem sieci web, prosimy, upewnij się, że domeny *.kastatic.org i *.kasandbox.org są odblokowane.

Główna zawartość

Chemia - program rozszerzony

Kurs: Chemia - program rozszerzony > Jednostka 14

Lekcja 1: Reakcje utleniania i redukcji
Nauki przyrodnicze
Chemia - program rozszerzony
Reakcje redox i elektrochemia
Reakcje utleniania i redukcji
© 2023 Khan AcademyWarunki użytkowaniapolitykę prywatnościInformacja o plikach cookie

Bilansowanie reakcji redoks

Google Classroom

Wprowadzenie

Pokryta rdzą boja na skalistej plaży.
Rdza powstaje w wyniki reakcji redoks z udziałem żelaza i gazowego tlenu w obecności wilgoci. Żródło obrazu: "Badentarbat Bay: Corroded Buoy on the Beach" autorstwa DeFacto w Wikimedia Commons, CC BY-SA-4.0.
Reakcje utleniania-redukcji, inaczej nazywane redoks, są reakcjami, które wiążą się z transferem elektronów między cząstkami chemicznymi (przeczytaj artykuł o reakcjach redoks, jeśli potrzebujesz przypomnienia!). Równania reakcji redoks muszą być zbilansowane jednocześnie pod względem masy i ładunku, co może być wyzwaniem bez wykonania odpowiednich obliczeń. W tym artykule nauczymy się o metodzie reakcji połówkowych, przydatnej do bilansowania równań reakcji redoks w roztworach wodnych.

Bilansowanie reakcji redoks metodą reakcji połówkowych

Aby zbilansować równanie redoks metodą reakcji połówkowych, najpierw należy podzielić równanie na dwie reakcje połówkowe, jedną przedstawiającą utlenianie i drugą przedstawiającą redukcję. Równania połówkowe następnie bilansuje się pod względem masy i ładunku oraz, w razie konieczności, koryguje tak, aby liczba transferowanych elektronów była taka sama w każdym równaniu. Na koniec równania reakcji połówkowych należy dodać, w wyniku czego otrzymuje się zbilansowane ogólne równanie reakcji.
Zobaczmy, jak ta procedura działa w przypadku prostej reakcji redoks. Rozważmy na przykład reakcję pomiędzy jonem CoX3+\ce{Co^3+} a metalicznym niklem:
CoX3+(aq)+Ni(s)→CoX2+(aq)+NiX2+(aq)\ce{Co^3+}(aq) + \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Co^2+}(aq) + \ce{Ni^2+}(aq)
Czy to równanie jest zbilansowane? Wygląda na to, że masa się zgadza, ponieważ po obu stronach tego równania mamy jeden atom C, o i jeden atom N, i. Równanie nie jest jednak zbilansowane pod względem ładunku: po lewej stronie równania sumaryczny ładunek wynosi 3, plus, podczas gdy po prawej stronie 4, plus. Aby zbilansować równanie pod względem ładunku, użyjemy metody reakcji połówkowych.
Zacznijmy od rozdzielenia równania na oddzielne reakcje połówkowe utleniania i redukcji:
Połowkowa reakcja utleniania: Przedstawia ona substraty i produkty uczestniczące w procesie utleniania. Jako że metaliczny N, i ulega utlenieniu do NiX2+\ce{Ni^2+} w tej reakcji, zaczniemy od zapisania tego procesu:
Utlenianie:  Ni(s)→NiX2+(aq)\text{Utlenianie:}\; \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq)
Jednakże nie jest to kompletna reakcja utleniania! Podobnie jak w równaniu ogólnym, nasza reakcja połówkowa jest zbilansowana pod względem masy, ale nie ładunku. Możemy to zmienić poprzez dodanie dwóch elektronów po prawej stronie równania, tak aby sumaryczny ładunek po każdej stronie wynosił 0:
Utlenianie:  Ni(s)→NiX2+(aq)+2 e−\text{Utlenianie:}\; \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \blueD{2\,e^-}
Teraz gdy połówkowa reakcja utleniania jest zbilansowana, dowiadujemy się, że na każdy utleniony atom niklu wydzielają się dwa elektrony. Ale gdzie one znikają? Możemy podążać ich śladem do połówkowej reakcji redukcji.
Połówkowa reakcja redukcji: Przedstawia ona substraty i produkty uczestniczące w procesie redukcji. W tym przypadku, nasze równanie powinno pokazać, że CoX3+\ce{Co^3+} redukuje się do CoX2+\ce{Co^2+}. Powinno ono również zawierać jeden elektron po lewej stronie równania, aby zgadzał się bilans ładunku:
Redukcja:  CoX3+(aq)+e−→CoX2+(aq)\text{Redukcja:}\; \ce{Co^3+}(aq) + \blueD{e^-} \rightarrow \ce{Co^2+}(aq)
Zbilansowana połówkowa reakcja redukcji pokazuje nam, że jeden elektron jest każdorazowo zużywany na redukcję jonu CoX3+\ce{Co^3+}. Co istotne, elektrony do zajścia tego procesu powstają w połówkowej reakcji utleniania.
Następnie chcemy dodać do siebie zbilansowane równania połówkowe, aby otrzymać zbilansowane równanie ogólne. Musimy najpierw upewnić się, że elektrony się skrócą, kiedy połączymy reakcje połówkowe (nie możemy pozostawić zbłąkanych elektronów!). Na ten moment, w połówkowej reakcji utleniania wydzielane są dwa elektrony, podczas gdy w redukcji wydziela się tylko jeden. Zatem musimy pomnożyć całą połówkową reakcję redukcji przez 2:
2[CoX3+(aq)+e−→CoX2+(aq)]2 CoX3+(aq)+2 e−→2 CoX2+(aq)\begin{aligned} &2[\ce{Co^3+}(aq) + e^- \rightarrow \ce{Co^2+}(aq)] \\\\ &\ce{2Co^3+}(aq) + 2\,e^- \rightarrow \ce{2Co^2+}(aq) \end{aligned}
Teraz możemy dodać do siebie obie reakcje połówkowe, skracając elektrony po obu stronach:
Ni(s)→NiX2+(aq)+2 e−2 CoX3+(aq)+2 e−→2 CoX2+(aq)Ni(s)+2 CoX3+(aq)→NiX2+(aq)+2 CoX2+(aq)‾Ni(s)+2 CoX3+(aq)→NiX2+(aq)+2 CoX2+(aq)\begin{aligned} &\ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \\\\ &\ce{2Co^3+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \rightarrow \ce{2Co^2+}(aq) \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{Ni}(s) + \ce{2Co^3+}(aq) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \ce{2Co^2+}(aq)}} \\[-0.65em] &\ce{Ni}(s) + \ce{2Co^3+}(aq) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \ce{2Co^2+}(aq) \end{aligned}
Po obu stronach otrzymanego równania są równe liczby każdego typu atomów (1 N, i i 2 C, o) oraz ten sam sumaryczny ładunek (6, plus). Oznacza to, że równanie zostało zbilansowane zarówno pod względem masy, jak i ładunku!

Bilansowanie równań redoks w środowisku kwasowym lub zasadowym

Właśnie użyliśmy metody reakcji połówkowych, aby zbilansować proste równanie redoks. Jednak wiele reakcji utleniania-redukcji, które zachodzą w roztworze wodnym, jest bardziej skomplikowanych niż przedstawiony powyżej przykład. W takich przypadkach musimy dodać cząsteczki HX2O\ce{H2O} i jony HX+\ce{H+} (dla reakcji zachodzących w roztworze o charakterze kwasowym) lub jonów OHX−\ce{OH-} (dla reakcji zachodzących w roztworze o charakterze zasadowym), aby w pełni zbilansować równanie. Przykład 1 poniżej prezentuje jak to zrobić dla reakcji zachodzącej w środowisku kwasowym, podczas gdy Przykład 2 dotyczy reakcji w środowisku zasadowym.

Przykład 1: Bilansowanie równiania redoks w środowisku kwasowym

Zbilansuj równanie reakcji metalicznej miedzi z jonem azotanowym w środowisku kwasowym.
Cu(s)+NOX3X−(aq)→CuX2+(aq)+NOX2(g)\ce{Cu}(s) + \ce{NO3-}(aq) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \ce{NO2}(g)
Aby zbilansować równanie wykorzystamy metodę reakcji połówkowych, której się właśnie nauczyliśmy. Skoro reakcja występuje w środowisku kwasowym, możemy użyć jonów HX+\ce{H+} i cząsteczek HX2O\ce{H2O}.

Krok 1: Podziel równanie na reakcje połówkowe

Zacznijmy od podzielenia niezbilansowanego równania na dwie reakcje połówkowe:
Utlenianie:  Cu(s)→CuX2+(aq)Redukcja:  NOX3X−(aq)→NOX2(g)\begin{aligned} &\text{Utlenianie:}\; \ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) \\\\ &\text{Redukcja:}\; \ce{NO3-}(aq) \rightarrow \ce{NO2}(g) \end{aligned}
Zauważ, że żadna z reakcji połówkowych nie jest w pełni zbilansowana! Zrobimy to w następnym kroku.

Krok 2: Zbilansuj każde równianie połówkowe pod względem masy i ładunku

Połówkowa reakcja utleniania jest już zbilansowana pod względem masy, więc musimy tylko zająć się ładunkiem. Możemy to zrobić, dodając dwa elektrony do prawej strony równania, uzyskując po obu stronach sumaryczny ładunek równy 0:
Utlenianie:  Cu(s)→CuX2+(aq)+2 e−\text{Utlenianie:}\; \ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \blueD{2\,e^-}
Co z połówkową reakcją redukcji? To równanie nie jest zbilansowane zarówno pod względem masy, jak i ładunku. Zaczynamy od bilansu masy: wiemy, że atomy N są już zbilansowane (po każdej stronie równania jest jeden). Jednakże atomy O nie są. Możemy to zmienić dodając jedną cząsteczkę HX2O\ce{H2O} do prawej strony tego równania, otrzymując po trzy atomy O z każdej strony:
NOX3X−(aq)→NOX2(g)+HX2O(c)\ce{NO3-}(aq) \rightarrow \ce{NO2}(g) + \blueD{\ce{H2O}(c)}
Po prawej stronie równania mamy dwa niezbilansowane atomy H. Ponieważ reakcja zachodzi w środowisku kwasowym, możemy zrównoważyć te atomy dodając dwa jony HX+\ce{H+} do lewej strony:
NOX3X−(aq)+2 HX+(aq)→NOX2(g)+HX2O(c)\ce{NO3-}(aq) + \blueD{\ce{2H+}}(aq) \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(c)
Następnie zbilansujmy równanie pod względem ładunku. W tym celu musimy dodać jeden elektron po lewej stronie tego równania, tak aby ładunek sumaryczny po obu stronach wynosił 0:
Redukcja:  NOX3X−(aq)+2 HX+(aq)+e−→NOX2(g)+HX2O(l)\text{Redukcja:}\; \ce{NO3-}(aq) + \ce{2H+}(aq) + \blueD{e^-} \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(l)

Krok 3: Wyrównaj liczbę transferowanych elektronów

Ponieważ w połówkowej reakcji utleniania dochodzi do wydzielenia dwóch elektronów, a w połówkowej reakcji redukcji do zużycia jednego elektronu, reakcja redukcji musi zostać pomnożona przez 2:
2[NOX3X−(aq)+2 HX+(aq)+e−→NOX2(g)+HX2O(c)]2 NOX3X−(aq)+4 HX+(aq)+2 e−→2 NOX2(g)+2 HX2O(c)\begin{aligned} &2[\ce{NO3-}(aq) + \ce{2H+}(aq) + e^- \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(c)] \\\\ &\ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) + 2\,e^- \rightarrow \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(c) \end{aligned}

Krok 4: Dodaj do siebie równania połówkowe

Dodając obie reakcje połówkowe i skracając elektrony, otrzymujemy:
Cu(s)→CuX2+(aq)+2 e−2 NOX3X−(aq)+4 HX+(aq)+2 e−→2 NOX2(g)+2 HX2O(l)Cu(s)+2 NOX3X−(aq)+4 HX+(aq)→CuX2+(aq)+2 NOX2(g)+2 HX2O(c)‾Cu(s)+2 NOX3X−(aq)+4 HX+(aq)→CuX2+(aq)+2 NOX2(g)+2 HX2O(c)\begin{aligned} &\ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \\\\ &\ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \rightarrow \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{Cu}(s) + \ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(c)}} \\[-0.65em] &\ce{Cu}(s) + \ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(c) \end{aligned}
I skończyliśmy. Sprawdźmy naszą pracę: po obu stronach tego równania są równe liczby atomów każdego typu (1 C, u, 2 N, 6 O i 4 H), a sumaryczny ładunek wynosi po obu stronach (2, plus) , więc równanie zostało zbilansowane!

Przykład 2: Bilansowanie równiania redoks w środowisku zasadowym

Zbilansuj równanie reakcji jonu nadmanganianowego z jonem jodkowym w środowisku zasadowym.
MnOX4X−(aq)+IX−(aq)→MnOX2(s)+IX2(aq)\ce{MnO4-}(aq) + \ce{I-}(aq) \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{I2}(aq)
Ponownie użyjmy metody reakcji połówkowych do zbilansowania tego równania. Tym razem jednak możemy użyć jedynie jonów OHX−\ce{OH-} i cząsteczek HX2O\ce{H2O}, ponieważ reakcja zachodzi w środowisku zasadowym.

Krok 1: Podziel równanie na reakcje połówkowe

W tej reakcji jon jodkowy ulega utlenieniu, a jon nadmanganianowy redukcji:
Utlenianie:  IX−(aq)→IX2(aq)Reduction:  MnOX4X−(aq)→MnOX2(s)\begin{aligned} &\text{Utlenianie:}\; \ce{I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq) \\\\ &\ce{Reduction:}\; \ce{MnO4-}(aq) \rightarrow \ce{MnO2}(s) \end{aligned}

Krok 2: Zbilansuj każde równianie połówkowe pod względem masy i ładunku

Zacznijmy od połówkowej reakcji utleniania, która musi być zbilansowana zarówno pod względem masy, jak i ładunku. Zacznijmy od postawienia współczynnika 2 przed IX−\ce{I-}, aby osiągnąć poprawny bilans masowy:
2 IX−(aq)→IX2(aq)\blueD{2}\,\ce{I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq)
Następnie dodajemy dwa elektrony do prawej strony równania, aby osiągnąć równowagę ładunków:
Utlenianie:  2 IX−(aq)→IX2(aq)+2 e−\text{Utlenianie:}\; \ce{2I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq) + \blueD{2\,e^-}
Następnie przejdźmy do połówkowej reakcji redukcji, która również musi zostać zbilansowana zarówno pod względem masy, jak i ładunku. Zaczniemy od masy: ponieważ po obu stronach tego równania mamy już jeden atom M, n, potrzebujemy tylko zbilansować atomy O. Możemy to zrobić, dodając jony OHX−\ce{OH-} i cząsteczki HX2O\ce{H2O} do obu stron tego równania metodą prób i błędów, ale ta metoda może być trudna i czasochłonna. Zamiast tego dokonajmy bilansu reakcji połówkowej tak, jakby zachodziła ona w środowisku kwasowym:
MnOX4X−(aq)+4 HX+(aq)→MnOX2(s)+2 HX2O(c)\ce{MnO4-}(aq) + \blueD{\ce{4H+}(aq)} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \blueD{\ce{2H2O}(c)}
Następnie, aby uwzględnić fakt, że reakcja połówkowa rzeczywiście zachodzi w roztworze zasadowym, dodajmy OHX−\ce{OH-} do obu stron równania, aby zneutralizować HX+\ce{H+}:
MnOX4X−(aq)+4 HX+(aq)+4 OHX−(aq)⏟→MnOX2(s)+2 HX2O(c)+4 OHX−(aq)4 HX2O(c)MnOX4X−(aq)+2 HX2O(c)→MnOX2(s)+4 OHX−(aq)\begin{aligned} &\ce{MnO4-}(aq) + \underbrace{\ce{4H+}(aq) + \blueD{\ce{4OH-}(aq)}} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{2H2O}(c) + \blueD{\ce{4OH-}(aq)} \\[0.75em] &\kern9.50em\ce{4H2O}(c) \\\\ &\ce{MnO4-}(aq) + \ce{2H2O}(c) \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(aq) \end{aligned}
Zauważ, że zsumowaliśmy jony HX+\ce{H+} i OHX−\ce{OH-} po lewej stronie tego równania, tworząc nowe cząsteczki HX2O\ce{H2O}, a następnie skróciliśmy cząsteczki HX2O\ce{H2O}, które pojawiły się po obu stronach tego równania.
Następnie zbilansujmy równanie pod względem ładunku. W tym celu musimy dodać trzy elektrony po lewej stronie tego równania, tak aby ładunek sumaryczny po obu stronach wynosił 4, minus:
Reduction:  MnOX4X−(aq)+2 HX2O(c)+3 e−→MnOX2(s)+4 OHX−(aq)\text{Reduction:}\; \ce{MnO4-}(aq) + \ce{2H2O}(c) + \blueD{3\,e^-} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(aq)

Krok 3: Wyrównaj liczbę transferowanych elektronów

Aby wyrównać liczbę elektronów przenoszonych w reakcjach połówkowych, musimy pomnożyć reakcję utleniania przez 3 i reakcję redukcji przez 2 (otrzymując reakcje połówkowe zawierające po sześć elektronów):
3[2 IX−(aq)→IX2(aq)+2 e−]6 IX−(aq)→3 IX2(aq)+6 e−2[MnOX4X−(aq)+2 HX2O(c)+3 e−→MnOX2(s)+4 OHX−(aq)]2 MnOX4X−(aq)+4 HX2O(c)+6 e−→2 MnOX2(s)+8 OHX−(aq)\begin{aligned} &3[\ce{2I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq) + 2\,e^-] \\\\ &\ce{6I-}(aq) \rightarrow \ce{3I2}(aq) + 6\,e^- \\\\ &2[\ce{MnO4-}(aq) + \ce{2H2O}(c) + 3\,e^- \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(aq)] \\\\ &\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{4H2O}(c) + 6\,e^- \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-}(aq) \end{aligned}

Krok 4: Dodaj do siebie równania połówkowe

Na koniec dodajmy obi reakcje połówkowe, upewniając się, że elektrony skrócą się w każdym równaniu:
2 MnOX4X−(aq)+4 HX2O(c)+6 e−→2 MnOX2(s)+8 OHX−(aq)6 IX−(aq)→3 IX2(aq)+6 e−2 MnOX4X−(aq)+4 HX2O(c)+6 IX−(aq)→2 MnOX2(s)+8 OHX−+3 IX2(aq)‾2 MnOX4X−(aq)+6 IX−(aq)+4 HX2O(c)→2 MnOX2(s)+3 IX2(aq)+8 OHX−(aq)\begin{aligned} &\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{4H2O}(c) + \blueD{\cancel{6\,e^-}} \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-}(aq) \\\\ &\ce{6I-}(aq) \rightarrow \ce{3I2}(aq) + \blueD{\cancel{6\,e^-}} \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{4H2O}(c) + \ce{6I-}(aq) \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-} + \ce{3I2}(aq)}} \\[-0.65em] &\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{6I-}(aq) + \ce{4H2O}(c) \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{3I2}(aq) + \ce{8OH-}(aq) \end{aligned}
Sprawdzając naszą pracę, widzimy, że jest po obu stronach równania mamy po 2 atomy M, n, 12 atomów O, 8 atomów H i 6 atomów I atomów oraz sumaryczny ładunek 8, minus. Zatem równanie zostało zbilansowane!

Podsumowanie

Do zbilansowania równań reakcji redoks zachodzących w roztworze wodnym możemy użyć metody reakcji połówkowych. W tej metodzie równanie redoks jest podzielone na dwie reakcje połówkowe, z których jedna dotyczy procesu utleniania, a druga redukcji. Każda reakcja połówkowa zostaje zbilansowana pod względem masy i ładunku, a następnie oba równania są ponownie połączone z odpowiednimi współczynnikami w taki sposób, aby elektrony się skróciły. Aby zrównoważyć bardziej złożone równania redoks, niekiedy konieczne jest dodanie jonów HX+\ce{H+} i cząsteczek HX2O\ce{H2O} (jeśli reakcja zachodzi w śwrodowisku kwasowym) lub jonów OHX−\ce{OH-} i cząsteczek HX2O\ce{H2O} (jeśli reakcja zachodzi w środowisku zasadowym) do tego równania.

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Zaloguj się
Na razie brak głosów w dyskusji
Rozumiesz angielski? Kliknij tutaj, aby zobaczyć więcej dyskusji na angielskiej wersji strony Khan Academy.