- خطوات
- - جنرال لواء
- تحقق من عدد أكسدة المواد المتفاعلة والمنتجات
- التعرف على الأنواع المؤكسدة والمختزلة
- اكتب نصف ردود الفعل وتوازن الذرات والشحنات
- المعادلات البديلة للمعادلة الأيونية في المعادلة العامة
- - التوازن في الوسط الحمضي
- - التوازن في المتوسط الأساسي
- أمثلة
- تمارين
- التمرين 1
- خطوات عامة
- التوازن في المتوسط الأساسي
- تمرين 2
- خطوات عامة
- التوازن في الوسط الحمضي
- المراجع
على طريقة تحقيق التوازن بين الأكسدة واحد هو أن يسمح موازنة المعادلات الكيميائية لتفاعلات الأكسدة والاختزال، والذي من شأنه أن يكون الأمر خلاف ذلك الصداع. هنا يتبادل نوع واحد أو أكثر الإلكترونات ؛ الذي يتبرع بها أو يفقدها يسمى الأنواع المؤكسدة ، بينما الذي يقبلها أو يكتسبها ، النوع المختزل.
في هذه الطريقة من الضروري معرفة عدد الأكسدة لهذه الأنواع ، لأنها تكشف عن عدد الإلكترونات التي اكتسبتها أو فقدتها لكل مول. بفضل هذا ، من الممكن موازنة الشحنات الكهربائية عن طريق كتابة الإلكترونات في المعادلات كما لو كانت متفاعلات أو منتجات.
تفاعلات شبه عامة لتفاعل الأكسدة والاختزال مع الأبطال الثلاثة أثناء موازنةهم: H + و H2O و OH-. المصدر: غابرييل بوليفار.
يظهر الصورة العلوية مدى فعالية الإلكترونات، ه - توضع كما الكواشف عندما المكاسب الأنواع المؤكسدة عليها؛ وكمنتجات عندما تفقدها الأنواع المختزلة. لاحظ أنه لتحقيق التوازن بين هذا النوع من المعادلات ، من الضروري إتقان مفاهيم الأكسدة وأرقام تقليل الأكسدة.
وH + ، H 2 O وOH - الأنواع ، اعتمادا على درجة الحموضة في وسط التفاعل، تسمح موازنة الأكسدة والاختزال، والذي هو السبب في أنه من الشائع جدا للعثور عليهم في التدريبات. إذا كان الوسط حمضيًا ، نلجأ إلى H + ؛ ولكن إذا كان الوسط أساسيًا على العكس من ذلك ، فإننا نستخدم OH - لتحقيق التوازن.
تحدد طبيعة التفاعل نفسه ما يجب أن يكون عليه الرقم الهيدروجيني للوسط. هذا هو السبب، على الرغم من أن يمكن تنفيذها على افتراض وسيلة الحمضية أو الأساسية وتحقيق التوازن، ومعادلة متوازنة النهائية تشير إلى ما إذا كان H + وOH - الأيونات هي في الواقع يمكن الاستغناء عنها أم لا.
خطوات
- جنرال لواء
تحقق من عدد أكسدة المواد المتفاعلة والمنتجات
افترض المعادلة الكيميائية التالية:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + Ag (s)
هذا يتوافق مع تفاعل الأكسدة والاختزال ، حيث يحدث تغيير في أعداد أكسدة المواد المتفاعلة:
النحاس 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → النحاس 2+ (NO 3) 2 + Ag (s) 0
التعرف على الأنواع المؤكسدة والمختزلة
تكتسب الأنواع المؤكسدة إلكترونات عن طريق أكسدة الأنواع المختزلة. لذلك ، ينخفض عدد الأكسدة: يصبح أقل إيجابية. وفي الوقت نفسه ، يزداد عدد الأكسدة للأنواع المختزلة ، لأنها تفقد الإلكترونات: وتصبح أكثر إيجابية.
وهكذا ، في التفاعل السابق ، يتأكسد النحاس ، لأنه يمر من النحاس 0 إلى النحاس 2+ ؛ وتنخفض الفضة ، حيث تنتقل من Ag + إلى Ag 0. النحاس هو النوع المختزل ، والفضة هي الأنواع المؤكسدة.
اكتب نصف ردود الفعل وتوازن الذرات والشحنات
تحديد الأنواع التي تكتسب أو تفقد الإلكترونات ، تتم كتابة تفاعلات نصف الأكسدة والاختزال لكل من تفاعلات الاختزال والأكسدة:
نحاس 0 ← نحاس 2+
Ag + → Ag 0
يفقد النحاس إلكترونين بينما تكتسب الفضة إلكترونًا واحدًا. نضع الإلكترونات في كلا رد الفعل النصفي:
نحاس 0 → نحاس 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
لاحظ أن الأحمال تظل متوازنة في كلا رد الفعل النصفي ؛ ولكن إذا تم إضافتهما معًا ، فسيتم انتهاك قانون حفظ المادة: يجب أن يكون عدد الإلكترونات متساويًا في نصفي التفاعل. لذلك ، يتم ضرب المعادلة الثانية في 2 ويتم إضافة المعادلتين:
(نحاس 0 ← نحاس 2+ + 2 هـ -) × 1
(Ag + + e - → Ag 0) x 2
النحاس 0 + 2Ag + + 2e - → النحاس 2+ + 2Ag 0 + 2e -
تلغي الإلكترونات لأنها موجودة على جوانب المواد المتفاعلة والنواتج:
النحاس 0 + 2Ag + → النحاس 2+ + 2Ag 0
هذه هي المعادلة الأيونية العالمية.
المعادلات البديلة للمعادلة الأيونية في المعادلة العامة
أخيرًا ، يتم نقل المعاملات المتكافئة من المعادلة السابقة إلى المعادلة الأولى:
Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (s)
لاحظ أنه تم وضع 2 مع AgNO 3 لأنه في هذا الملح تكون الفضة مثل Ag + ، ويحدث نفس الشيء مع Cu (NO 3) 2. إذا لم تكن هذه المعادلة متوازنة في النهاية ، نبدأ في إجراء التجربة.
كان من الممكن موازنة المعادلة المقترحة في الخطوات السابقة بشكل مباشر عن طريق التجربة والخطأ. ومع ذلك ، هناك تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تحتاج إلى وسط حمضي (H +) أو قاعدي (OH -) لتحدث. عندما يحدث هذا ، لا يمكن أن يكون متوازنًا بافتراض أن الوسيط محايد ؛ كما هو موضح فقط (لا H + ولا OH - تم إضافة).
من ناحية أخرى ، من الملائم معرفة أن الذرات أو الأيونات أو المركبات (معظمها أكاسيد) التي تحدث فيها التغيرات في أعداد الأكسدة مكتوبة في نصف التفاعلات. سيتم إبراز هذا في قسم التمارين.
- التوازن في الوسط الحمضي
عندما يكون الوسط حامضًا ، من الضروري التوقف عند رد الفعل النصفي. هذه المرة عند الموازنة نتجاهل ذرات الأكسجين والهيدروجين ، وكذلك الإلكترونات. ستتوازن الإلكترونات في النهاية.
ثم ، بجانب التفاعل مع عدد أقل من ذرات الأكسجين ، نضيف جزيئات الماء لتعويضها. على الجانب الآخر ، نقوم بموازنة الهيدروجين مع أيونات H +. وأخيرًا ، نضيف الإلكترونات ونمضي باتباع الخطوات العامة الموضحة بالفعل.
- التوازن في المتوسط الأساسي
عندما يكون الوسط أساسيًا ، يستمر المرء بنفس الطريقة كما هو الحال في الوسط الحمضي مع اختلاف بسيط: هذه المرة على الجانب الذي يوجد فيه المزيد من الأكسجين ، سيتم تحديد عدد من جزيئات الماء مساوٍ لهذا الأكسجين الزائد ؛ وعلى الجانب الآخر ، أيونات OH - لتعويض الهيدروجين.
أخيرًا ، تكون الإلكترونات متوازنة ، ويضاف نصفي التفاعلات ، ويتم استبدال معاملات المعادلة الأيونية العالمية في المعادلة العامة.
أمثلة
تعمل معادلات الأكسدة والاختزال المتوازنة وغير المتوازنة التالية كأمثلة لمعرفة مدى تغيرها بعد تطبيق طريقة التوازن هذه:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (غير متوازن)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (وسط حمضي متوازن)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3 + 10 Cl - + 6 H 2 O (وسط أساسي متوازن)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (غير متوازن)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (وسط حامض متوازن)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (غير متوازن)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (وسط حامض متوازن)
تمارين
التمرين 1
وازن المعادلة التالية في الوسط الأساسي:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
خطوات عامة
نبدأ بكتابة عدد الأكسدة للأنواع التي نشك في أنها قد تأكسدت أو انخفضت ؛ في هذه الحالة ذرات اليود:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
لاحظ أن اليود يتأكسد ويقل في نفس الوقت ، لذلك نبدأ في كتابة تفاعلات نصفية لكل منهما:
I 2 → I - (تخفيض ، لكل I - 1 إلكترون يستهلك)
I 2 → IO 3 - (الأكسدة، ولكل IO 3 - يتم الافراج عن 5 الإلكترونات)
في تفاعل نصف الأكسدة نضع الأنيون IO 3 - وليس ذرة اليود مثل I 5+. نحن نوازن ذرات اليود:
أنا 2 → 2I -
أنا 2 → 2IO 3 -
التوازن في المتوسط الأساسي
نحن الآن نركز على موازنة تفاعل شبه الأكسدة في وسط أساسي ، لأنه يحتوي على أنواع مؤكسدة. نضيف إلى جانب المنتج نفس عدد جزيئات الماء مثل ذرات الأكسجين:
أنا 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
وعلى الجانب الأيسر نقوم بموازنة الهيدروجين مع OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
نكتب نصفي التفاعل ونضيف الإلكترونات المفقودة لموازنة الشحنات السالبة:
أنا 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
نقوم بمساواة عدد الإلكترونات في كل من التفاعلات النصفية ونضيفها:
(I 2 + 2e - → 2I -) × 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -) × 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
تلغي الإلكترونات ونقسم جميع المعاملات على أربعة لتبسيط المعادلة الأيونية العالمية:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
وأخيرًا ، نستبدل معاملات المعادلة الأيونية في المعادلة الأولى:
3I 2 + 6OH - + كنو 3 → 5I - + مكتب الاستثمار الكويتي 3 + NO 3 - + 3H 2 O
المعادلة متوازنة بالفعل. قارن هذه النتيجة بالموازنة في الوسط الحمضي في مثال 2.
تمرين 2
وازن المعادلة التالية في وسط حمضي:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
خطوات عامة
نحن ننظر إلى عدد أكسدة الحديد والكربون لمعرفة أيهما قد تأكسد أو تم تقليله:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
تم تقليل الحديد ، مما يجعله من الأنواع المؤكسدة. وفي الوقت نفسه ، يتأكسد الكربون ، ويتصرف مثل الأنواع المختزلة. التفاعلات النصفية للأكسدة والاختزال المعنية هي:
Fe 2 3 + O 3 → Fe 0 (اختزال ، يتم استهلاك كل إلكترونات Fe 3)
CO → CO 2 (أكسدة ، يتم إطلاق كل إلكترونات CO 2 2)
لاحظ أننا نكتب الأكسيد ، Fe 2 O 3 ، لأنه يحتوي على Fe 3+ ، بدلاً من مجرد وضع Fe 3+. نقوم بموازنة الذرات المطلوبة باستثناء ذرات الأكسجين:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
وننتقل إلى إجراء التوازن في وسط حمضي في كلا التفاعلين الشبهين ، حيث توجد أنواع مؤكسجة بينهما.
التوازن في الوسط الحمضي
نضيف الماء لموازنة الأكسجين ، ثم H + لموازنة الهيدروجين:
Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
6H + + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
ثاني أكسيد الكربون + H 2 O → CO 2
CO + H 2 O → CO 2 + 2H +
نقوم الآن بموازنة الشحنات عن طريق وضع الإلكترونات المشاركة في نصف التفاعلات:
6H + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2E -
نقوم بمساواة عدد الإلكترونات في كل من التفاعلات النصفية ونضيفها:
(6H + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) × 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2E -) × 6
12 H + + 12E - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12E -
نقوم بإلغاء الإلكترونات وأيونات H + وجزيئات الماء:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
لكن يمكن قسمة هذه المعاملات على اثنين لتبسيط المعادلة بشكل أكبر ، حيث يكون:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
يطرح هذا السؤال: هل كانت موازنة الأكسدة والاختزال ضرورية لهذه المعادلة؟ عن طريق التجربة والخطأ كان يمكن أن يكون أسرع بكثير. هذا يدل على أن هذا التفاعل يستمر بغض النظر عن الرقم الهيدروجيني للوسط.
المراجع
- ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
- هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (22 سبتمبر 2019). كيفية موازنة تفاعلات الأكسدة والاختزال. تم الاسترجاع من: thinkco.com
- آن نجوين ولوفلين برار. (05 يونيو 2019). موازنة تفاعلات الأكسدة والاختزال. الكيمياء LibreTexts. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). التمرين 19: تعديل تفاعل الأكسدة والاختزال في الوسط الأساسي مع تفاعلات نصف أكسدة. تم الاسترجاع من: quimitube.com
- جامعة واشنطن في سانت لويس. (سادس). مشاكل الممارسة: تفاعلات الأكسدة والاختزال. تم الاسترجاع من: chemistry.wustl.edu
- جون وايلي وأولاده. (2020). كيفية موازنة معادلات الأكسدة والاختزال. تم الاسترجاع من: dummies.com
- روبين داريو أوغ (2015). موازنة المعادلات الكيميائية. تم الاسترجاع من: aprendeenlinea.udea.edu.co