Indhold

• retninger
• Hvad du har brug for

Redoxoxideringsreaktioner eller redoxreaktioner er almindelige i kemi. I disse reaktioner frigiver et element elektroner (oxidation), som derefter kombineres med et andet element (reduktion). På trods af nomenklaturen er ilt ikke nødvendigt i oxidationsprocessen. Løsning af en redoxligning indebærer, at reaktionen deles i to "halv-reaktioner". Elektronoverførsel fra et element til et andet betyder, at halvdelen af ​​disse halvreaktioner ikke kan forekomme uafhængigt. Balancering af oxidation og reduktion af halvreaktioner er nødvendig, før du kan afbalancere den oprindelige ligning.

retninger

1. Skriv reaktionsligningen og indtast oxidationstalene for hvert element. Oxidationstalene vil svare til ionladningselementet eller molekylet, uanset om det er positivt eller negativt, men det er ikke altid tilfældet. Nogle periodiske tabeller angiver de mest almindelige oxidationsnumre for hver. De formelle regler for tildeling af oxidationstal kan opnås gennem undersøgelsen af ​​atomstrukturen og Lewis-strukturen. Med oxidationstalene i firkantede parenteser: Cu [0] + H [1+] N [5+] O3 [2-] --- > [2+] O [2+] (N [5 +] O3 [2 -]) 2 + N [2+] O [2-

2. Bestem hvilke af elementerne der oxideres, og hvilke er reduceret, og skriv derefter halv-reaktionerne for oxidation og reduktion. I dette eksempel varierer oxidationsnummeret for "N" fra "5+" til "2+", og da ændringen er til et lavere antal, opnås nitrogen "e" elektroner. Således reduceres kvælstof. Da forskellen mellem oxidationstalene er tre, er reduktionshalvreaktionen: N [5+] + 3e [-] ---> N [2+] Ligeledes er oxidationstalet Cu Ændres fra "0" til "2+", hvilket betyder at det vinder elektroner. Den resulterende oxidationshalvreaktion er: Cu [0] ---> Cu [2+] + 2e [-]

   
   

3. Balancere halv-reaktionerne ved at gange hver med en faktor, der vil gøre antallet af elektroner i begge reaktioner ens. I dette tilfælde er der to elektroner i en halv reaktion og tre i den anden. Den enkleste metode er at multiplicere oxidationshalvreaktionen med antallet af elektroner i reduktionshalvreaktionen og omvendt. Her er der to elektroner i oxidationshalvreaktionen, så du må formere reduktionshalvreaktionen med to: 2N [5+] + 6e [-] ---> 2N [2+] Brug den samme metode, multiplicere oxidationshalvreaktionen med tre: 3Cu [0] ---> 3Cu [2+] + 6e [-]

4. Kombiner de to afbalancerede reaktioner. 3Cu [2+] + 6e [-] + 2N [2+] Siden 6e [-] vises på begge sider af pilen, de afbryder hinanden. 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Dette er kun en del af opløsningens redox. Du skal bruge disse resultater for at få den komplette løsning i den oprindelige ligning.

5. Brug koefficienterne af redoxopløsningen i den oprindelige ligning, som kun søger at bruge den, hvis den passer til elementet og dets oxidationsnummer. Hvis et par elementoxidationsnumre forekommer mere end en gang i den oprindelige ligning, skal du indtaste en koefficient for det par, hvor den er til stede. I dette eksempel forekommer "N [5+]" to gange i den oprindelige ligning, så det får ikke en koefficient. Redox opløsning: 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Originalligning med oxidationstal: Cu [0] + H [1+] N [5+] O [2+] O [2+] O [2-] + H2 [1+] O [2-] koefficienterne blev tilføjet: 3Cu + HNO3 ---> 3Cu (NO3) + 2NO + H2O

   
   

6. Balancér resten af ​​ligningen ved inspektion. I dette eksempel har HNO3 molekylet på venstre side en koefficient på otte og H2O på højre side har brug for en koefficient på fire for at afbalancere ligningen. 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H20

Hvad du har brug for

• Pen / blyant
• papir
• Periodisk tabel