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RÉACTIONS REDOX DE ÉQUILIBRAGE DANS LA SOLUTION BASSE

Vous pouvez équilibrer des réactions redox dans la solution basse presque de la même manière comme si elles étaient dans la solution acide. En fait, au commencement nous supposerons que la réaction a lieu dans la solution acide mais s'orienter par la suite vers la base. Nous passerons par l'ordre des étapes un par un utilisant une équation d'échantillon.

Supposez que vous avez voulu équilibrer l'équation suivante :

MnO4- + NC --> MnO2 + CNO- (dans la base)

La première étape est de couper cette équation en deux demi réactions. Une demi- réaction montrera que la réduction et l'autre montreront l'oxydation. Il n'est pas important de savoir au commencement quelle demi réaction est quel.

MnO4- --> MnO2

NC --> CNO-

Nous traiterons une demi- réaction à la fois, commençant par la demi réaction pour l'ion de permanganate. Vérifiez l'équilibre de n'importe quel atome autre qu'O ou H d'abord. Dans ce cas les atomes de manganèse sont équilibrés comme écrits :

MnO4- --> MnO2

Après, o d'équilibre utilisant H2O comme si dans la solution acide en ajoutant H2O selon les besoins au côté déficient en O. dans ce cas, 2 H2O sont nécessaires du côté droit de la demi réaction : MnO4- --> MnO2 + 2 H2O

Pour équilibrer des h, ajoutez autant d'ions de H+ en tant que nécessaire le côté déficient en H, comme si dans la solution acide. Dans ce cas, 4 H+ sont nécessaires du côté gauche de la demi réaction :

4 H+ + MnO4- --> MnO2 + 2 H2O

Maintenant la « réalité » entre dans la photo. Nous devrions nous orienter vers la solution basse en ajoutant le même nombre d'ions de l'OH que nous avons des ions de H+ aux deux côtés de la demi réaction. Dans ce cas, 4 ions de l'OH sont ajoutés aux deux côtés de la demi réaction :

4 l'OH + 4 H+ + MnO4- --> MnO2 + 2 H2O + 4 OH

Le H+ « est maintenant enlevé » de l'équation en prenant les ions de H+ et les ions de l'OH ont trouvé d'un côté de la demi réaction et H2O de formation. Dans ce cas, 4 ions de H+ et 4 ions de l'OH font 4 molécules de H2O :

4 H2O 4 l'OH + 4 H+ + MnO4- --> MnO2 + 2 H2O + 4 OH Avis comment quelques molécules d'eau peuvent être décommandées. Il y a 4 H2O du côté gauche de l'équation, et 2 H2O du côté droit de la réaction. Les 2 H2O du côté droit peuvent décommander 2 des 4 H2O du côté gauche :

2 4 H2O + MnO4- --> MnO2 + 2 H2O + 4 OH

Le bilan de matière a été maintenant réalisé. L'équilibre de charge vient après. Déterminez la charge nette de chaque côté de la demi réaction et ajoutez les électrons au côté plus positif de sorte que la charge devienne la même des deux côtés. Dans ce cas, la charge nette du côté gauche et le côté de la demi réaction est -1 ; du côté droit, la charge nette est -4. Une charge de -1 est plus positive qu'une charge de -4 ajoutent, donc, 3 électrons au côté gauche de sorte que la charge soit -4 des deux côtés :

3 e + 2 H2O + MnO4- --> MnO2 + 4 OH

Cette demi réaction, révélant la diminution, est maintenant la masse et charge équilibrée. Vous pouvez la dire qu'est une réduction parce que des électrons sont gagnés (ils sont un « réactif »). Nous mettrons cette demi réaction de côté pour l'instant.

Répétez les étapes précédentes pour obtenir la masse et pour charger l'équilibre pour la réaction de la deuxième moitié. D'abord, vérifiez l'équilibre de n'importe quel atome autre qu'O ou H. dans ce cas, le C et N sont équilibrés comme écrit : NC --> CNO-

Après, feignant nous effectuons la réaction dans la solution acide, équilibrons l'O utilisant H2O. Dans ce cas, 1 H2O est nécessaire du côté gauche pour équilibrer l'O : H2O + NC --> CNO-

Pour équilibrer des h, ajoutez H+ au côté déficient en H. dans ce cas, ajoutent 2 H+ au côté droit de la demi réaction : H2O + NC --> CNO- + 2 H+

Maintenant il est temps de s'orienter vers la base. Rappelez ceci est fait en ajoutant le même nombre de l'OH que vous avez H+ aux deux côtés de la demi réaction. Dans ce cas 2 OH doivent être additionnés aux deux côtés :

2 L'OH + H2O + NC --> CNO- + 2 H+ + 2 OH

Convertissez les 2 H+ et 2 OH du côté droit en H2O :

2 L'OH + H2O + NC --> CNO- + 2 H+ + 2 OH 2 H2O

Décommandez H2O si possible. Dans ce cas, le H2O du côté gauche de la demi réaction décommandera un du H2O du côté droit de la demi réaction.

2 L'OH + H2O + NC --> 2 H2O + CNOLa demi réaction est maintenant équilibrée de masse. Après, équilibrez la charge en tant qu'avant en ajoutant les électrons au côté plus positif de sorte que les frais soient les mêmes des deux côtés. Dans ce cas, la charge nette du côté gauche de la demi réaction est -3 (2 hydroxydes et 1 cyanure) ; la charge nette du côté droit est -1 (1 cyanate). Une charge de -1 est plus positive qu'une charge de -3, ainsi ajoutez 2 électrons au côté droit de la demi réaction : 2 L'OH + NC --> CNO- + H2O + e 2

Cette demi réaction montrant l'oxydation est maintenant la masse et charge équilibrée. Après, nous rechercherons la réaction de la première moitié et procéderons suivre les étapes requises pour les combiner à pour la réaction de combinaison. Avant que nous puissions ajouter les deux demi réactions pour obtenir la réaction ionique nette globale, le nombre d'électrons perdus doit égaler le nombre d'électrons gagné. Dans ce cas, 2 électrons sont perdus et 3 électrons sont gagnés :

2 H2O + MnO4- + e 3 --> MnO2 + 4 OH

2 L'OH + NC --> CNO- + H2O + e 2

Nous devons trouver le moins multiple commun (lcm) de 2 et de 3. Le lcm, dans ce cas, est 6. se multiplient par chaque demi réaction par le facteur nécessaire pour obtenir le moins multiple commun. Ici, la réaction de la première moitié doit être multipliée par 2 et la réaction de la deuxième moitié par 3 :

2 x (2 H2O + MnO4- + e 3 --> MnO2 + 4 OH)

3 x (2 l'OH + NC --> CNO- + H2O + e 2)

Les demi réactions en résultant sont :

4 H2O + 2 MnO4- + e 6 --> 2 MnO2 + 8 OH

6 L'OH + NC 3 --> 3 CNO- + 3 H2O + e 6

En additionnez les deux demi réactions ensemble, en décommandant comme des termes pour obtenir la réaction ionique équilibrée et nette. Dans ce cas, les 6 électrons décommanderont, les 3 H2O du côté droit décommanderont 3 des 4 H2O du côté gauche, et les 6 Oh-sur le côté gauche décommanderont 6 des 8 OH du côté droit :

1 4 H2O + 2 MnO4- + e 6 --> 2 MnO2 + 2 8 OH

6 L'OH + NC 3 --> 3 CNO- + 3 H2O + e 6

Ce qui reste devrait être l'équation ionique équilibrée et nette. L'étape la plus importante est d'examiner cette équation finale pour assurer la masse et de charger l'équilibre :

H2O + 2 MnO4- + NC 3 --> 2 MnO2 + 2 l'OH + 3 CNOLes bilans de matière : 2 H, 2 le manganèse, 9 O, 3 C, et 3 N sont trouvés de chaque côté de la réaction. Pour l'équilibre de charge, la charge nette du côté gauche est -5 (-2 de deux ions de permanganate et de -3 ions de cyanure de forme trois), et également -5 du côté droit (-2 de deux ions d'hydroxyde et de -3 ions de cyanate de forme trois). Puisque l'équilibre de la masse et de charge a été réalisé, la réaction doit être correctement équilibrée.

Résumé des étapes

1. Divisez l'équation en deux demi réactions. 2. Équilibrez n'importe quel atome autre qu'O ou H d'abord. 3. Équilibre O utilisant H 2O. Ajoutez autant de H2O selon les besoins au côté déficient en O. 4. Comme si avec la solution acide, équilibrez les h en ajoutant H+ au côté déficient en H.

5. Orientez-vous vers la base en ajoutant le même nombre de l'OH qui là sont H+ aux deux côtés de la demi réaction. 6. Un côté de la demi réaction contiendra H+ et l'OH. Convertissez le n H+ et n OH en n H2O. 7. Décommandez les molécules de H2O si possible. 8. Équilibrez la charge en ajoutant des électrons au côté plus positif pour égaler le côté moins positif. 9. Répétez ces étapes pour la réaction de la deuxième moitié. 10. Si le nombre d'électrons perdus n'égale pas le nombre d'électrons gagné, trouvez le moins multiple commun et multipliez chaque demi réaction par le facteur nécessaire pour obtenir le moins multiple commun. 11. Ajoutez les deux demi réactions ensemble, en décommandant les électrons, et le n'importe quels OH et/ou H2O si possible. 12. Examinez l'équation finale pour assurer la masse et chargez l'équilibre.

Problèmes de pratique

Réactions redox dans la solution acide :

1. I¯ (aq) + ® I3¯ (aq) de ¾ de ClO¯ (aq) + Cl¯ (aq)

2. ® H3AsO4 (aq) de ¾ d'As2O3 (s) + de NO3¯ (aq) + AUCUN (G)

3. Br¯ (aq) + Br2 de ® de ¾ de MnO4¯ (aq) (l) + Mn2+ (aq)

4. CH3OH (aq) + ® CH2O de ¾ de Cr2O72- (aq) (l) + Cr3+ (aq)

5. Mn2+ (aq) + ® Bi3+ (aq) de ¾ de BiO3¯ (aq) + MnO4¯ (aq)

6. ® SO32- (aq) de ¾ de S8 + de NO3¯ (aq) + NO (g)

7. H3AsO4 (aq) + ® AsH3 de ¾ de Zn (g) + Zn2+ (aq)

8. ® H3PO4 (aq) de ¾ de P4 + de Cr2O72- (aq) + Cr3+ (aq)

Réactions redox dans la solution basique

1. ® de ¾ d'Al + de MnO4¯ (aq) MnO2 + Al (OH) 4¯ (aq)

2. NO2¯ (aq) + NH3 de ® de ¾ d'Al (aq) + AlO2¯ (aq)

3. Cr de ® de ¾ de Cr + de CrO42- (aq) (OH) 3 (s) Note : Le Cr (OH) 3 est trouvé dans LES DEUX demi réactions !

4. MnO4¯ (aq) + ® de ¾ de S2- (aq) MnO2 + SO32- (aq)

5. Cl2 (aq) + Br2 (l) ® OBr¯ (aq) de ¾ + Cl¯ (aq)

6. H2O2 (aq) + ® IO3¯ (aq) de ¾ d'I¯ (aq) Note : IO3¯ est trouvé dans les deux demi reactons !

7. NO3¯ (aq) + NH3 (aq) ® NO2¯ (aq) du ¾

8. S8 (aq) + ® SO42- (aq) de ¾ de MnO4¯ (aq) + MnO2 (...