Tabla de Contenidos
Redoksreaksjoner eller oksidreduksjonsreaksjoner er kjemiske prosesser der netto overføringer av elektroner skjer fra en kjemisk art som oksideres til en annen som reduseres . Denne typen reaksjoner er vanskelig å justere med tradisjonelle metoder som prøving og feiling, så det er utviklet alternative metoder som letter prosessen. En av disse metodene er halvreaksjonsmetoden, også kjent som elektronionmetoden .
Hva er metoden for halvreaksjoner eller elektronionet?
Halvreaksjonsmetoden består av et sett med trinn som skal følges for å balansere eller justere ligningene for redoksreaksjoner. Denne metoden er basert på ideen om at redoksprosesser faktisk består av kobling av to prosesser som kan vurderes separat, som er oksidasjon og reduksjon.
I metoden for halvreaksjoner eller metoden for elektronionet justeres ligningene for oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene separat for senere å kombinere begge ligningene i en allerede balansert global ligning.
Oksydasjons- og reduksjonshalvreaksjonene
Oksidasjon er en kjemisk prosess der et atom eller en gruppe atomer mister eller frigjør ett eller flere elektroner . Denne prosessen innebærer nødvendigvis en økning i oksidasjonstilstanden til noen av atomene som utgjør den opprinnelige arten.
På den annen side forstås reduksjon som den motsatte prosessen til oksidasjon. Reduksjon er den kjemiske prosessen der en kjemisk art får ett eller flere elektroner . Når dette skjer, reduseres oksidasjonstilstanden til noen av atomene som utgjør denne kjemiske arten, siden den mottar et elektron hvis ladning er negativ.
To halvdeler av samme prosess
Frie elektroner er ekstremt ustabile arter, så oksidasjonsreaksjonen er en prosess som ikke kan skje uavhengig, bortsett fra under veldig spesielle forhold. Det kan med andre ord ikke skje at et atom spontant frigjør et elektron uten videre, og at dette elektronet forblir så å si «svevende rundt». Dette skjer bare under svært energetiske forhold, for eksempel i plasma, eller når et materiale blir bombardert med en eller annen type høyenergistråling. Følgelig kan oksidasjonsreaksjoner bare oppstå hvis en annen art samtidig er i stand til å motta de frigjorte elektronene.
I lys av dette kan oksidasjon og reduksjon ikke betraktes som kjemiske reaksjoner i seg selv, men er snarere to halvdeler av samme prosess, og det er derfor de kalles halvreaksjoner eller halvreaksjoner, selv om sistnevnte Begrepet brukes sjelden i den spanske kjemiske litteraturen.
Halvreaksjonsmetoden for å justere redoksreaksjoner
Deretter vil trinnene for å balansere ligningen for en redoksreaksjon ved bruk av elektronionmetoden eller halvreaksjonsmetoden bli detaljert.
Det skal bemerkes at denne metoden tillater to varianter avhengig av om reaksjonen utføres i et surt medium eller i et basisk medium. I mye av litteraturen er disse to metodene detaljert separat, etter litt forskjellige trinn under forskjellige stadier av prosessen. En redoksjustert reaksjon i et surt medium kan imidlertid enkelt omdannes til et basisk medium ved hjelp av tre veldig enkle trinn. Av denne grunn tror vi det er mer praktisk å lære å sette opp reaksjoner i et surt medium (som er lettere) og deretter transformere det til et basisk medium om nødvendig.
For å illustrere denne prosessen, vil vi tilpasse følgende redoksreaksjon som skjer i et grunnleggende medium:
Trinn 0 (valgfritt): Dissosier alle oppløste ioniske arter for å oppnå den ioniske ligningen
Justeringsprosessen ved elektronionmetoden er mye enklere hvis alle tilskuerioner utelukkes fra halvreaksjonene, det vil si alle de ionene som ikke er direkte involvert i oksidasjonen eller reduksjonen, men som likevel er tilstede i reaksjonen. del av de opprinnelige ioniske forbindelsene.
Det første trinnet i å gjøre det er å dissosiere alle oppløste ioniske arter, det vil si salter, syrer og baser. De ionene som vises på begge sider av ligningen helt uendret vil være tilskuerionene. I tilfellet med vårt eksempel vil den ioniske ligningen være slik:
Ser man på denne ligningen, er det klart at kaliumkationen ikke er involvert i reaksjonen og derfor er et tilskuerion. Deretter vil den nettoioniske ligningen som vi vil justere, etter å ha eliminert dette ionet, være:
Dette trinnet er ikke alltid nødvendig, siden vi i noen tilfeller starter direkte fra den netto ioniske ligningen (den der tilskuerionene ikke lenger er tilstede), og i andre er ligningen så enkel at tilstedeværelsen av disse ionene ikke forstyrre reaksjonsjusteringsprosessen.
Trinn 1: Identifiser artene som blir oksidert og redusert.
Det neste trinnet innebærer å bestemme oksidasjonstilstanden til alle atomene som er tilstede i den kjemiske ligningen, for å vite hvilke atomer som gjennomgikk en endring i oksidasjonstilstanden. Det må nødvendigvis være minst ett atom som er oksidert og ett som er redusert, og det kan til og med være det samme atomet (i så fall er vi i nærvær av en bestemt type redoksreaksjon kalt dismutasjon).
Det er ikke hensikten med denne artikkelen å gi en fullstendig forklaring på hvordan man bestemmer oksidasjonstilstandene, men la oss huske som grunnleggende regler at:
- Elementære stoffer har oksidasjonstilstand 0.
- Oksydasjonstilstanden til monoatomiske kationer og anioner tilsvarer ladningen deres.
- I alle oksider og oksyanioner har oksygen -2 oksidasjonstilstander.
- Med unntak av hydrider, hvor oksidasjonstilstanden er -1, har hydrogen alltid en +1 oksidasjonstilstand i alle forbindelsene det er en del av.
- De andre oksidasjonstilstandene er beregnet på en slik måte at summen av alle oksidasjonstilstander stemmer overens med nettoladningen til den aktuelle arten.
Følgende ligning presenterer oksidasjonstilstandene til alle artene som er involvert i vårt eksempel:
Som vi kan se, er atomene som endrer oksidasjonstilstander mangan og jod. Manganet i permanganationet reduseres fra +7 til +4 mens jodidet oksideres til elementært jod, og går fra -1 til 0 oksidasjonstilstand.
Trinn 2: Separer den totale reaksjonen i oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjoner.
Nå som vi vet hvilke arter som blir oksidert og redusert, kan vi dele den totale reaksjonen i to halvreaksjoner:
Merk at siden hydroksidioner ikke er direkte involvert i oksidasjons- eller reduksjonsprosessen, ble de ikke inkludert i noen av halvreaksjonene.
Trinn 3: Ekvilibrer de to halvreaksjonene separat som om de var i et surt medium.
Som forklart i begynnelsen, om reaksjonen skjer i et surt medium eller om det er basisk, vil vi begynne å justere det som om det skjedde i et surt medium. Senere, om nødvendig, vil det bli forvandlet til et grunnleggende medium. Justeringen av halvreaksjonene i surt medium består av følgende 5 trinn, som kan brukes samtidig på begge halvreaksjonene:
- Juster antall atomer som endrer oksidasjonstilstander.
I vårt tilfelle forårsaker reduksjonen ingen endring, siden det er ett mangan på hver side, men oksidasjonen gjør:
- Juster for alt annet enn oksygen eller hydrogen, legg til tilskuerioner om nødvendig.
I vårt eksempel er dette ikke nødvendig, siden vi fjerner alle tilskuerioner i begynnelsen.
- Juster antall oksygener ved å legge til vannmolekyler der de mangler.
I vårt tilfelle er det nødvendig å justere antall oksygener i reduksjonshalvreaksjonen, men ikke i oksidasjonen:
- Juster antall hydrogener ved å legge til protoner (H + ) der de mangler:
Igjen forblir oksidasjonen uendret fordi den ikke involverer hydrogenatomer, men i reduksjonen må vi justere dem:
- Juster den totale elektriske ladningen ved å legge til elektroner (e – ) der det mangler negative ladninger eller overskudd av positive ladninger (Tips: de er nesten alltid på samme side som protonene):
Som man kan se, i reduksjonshalvreaksjonen er nettoladningen på produktene 0, men på reaktantene er det en nettoladning på +4 – 1 = +3, det vil si at det er overskudd av positive ladninger. Av denne grunn må vi legge til tre elektroner på siden av reaktantene for å kompensere for denne overflødige ladningen:
På den annen side, ved oksidasjon, er det en nettoladning på -2 på reaktantsiden og 0 på produktene, så det er ingen negative ladninger på produktene, så 2 elektroner må legges til på denne siden for å balansere anklagene:
Clue
Det skal bemerkes at tilsetningen av elektroner ved denne prosedyren (behandle dem som om de var ioner, derav navnet på ion-elektronmetoden) gjøres uavhengig av oksidasjonstilstandene til de forskjellige artene som er involvert. Det er imidlertid viktig at antallet elektroner og deres plassering samsvarer med de observerte endringene i oksidasjonstilstander.
Således, i reduksjonshalvreaksjoner, må elektroner alltid være på venstre side av ligningen og i oksidasjoner må de alltid være på høyre side, som skjedde i vårt eksempel.
Dessuten må antall elektroner samsvare med endringen i oksidasjonstilstand. Mangan reduseres fra +7 til +4, så det er en -3 endring i oksidasjonstilstanden, i samsvar med tilsetningen av 3 elektroner. Når det gjelder jodid, endres dette fra -1 til 0 tilsvarende en endring på +1, men det er to jodider, så to elektroner frigjøres i stedet for én, som presentert i den respektive ligningen.
Trinn 4: Multipliser hver halvreaksjon med antall elektroner i den andre, forenkle faktorene hvis mulig.
Dette trinnet søker å utjevne antallet elektroner som frigjøres under oksidasjon med antallet elektroner som fanges opp ved reduksjon. Dette sikrer at det ikke er noen «foreldreløse» elektroner på slutten av reaksjonen eller at ingen elektroner mangler. Hvis begge halvreaksjonene frigjør eller tar opp samme antall elektroner, er ikke dette trinnet nødvendig.
I vårt eksempel frigjør hver oksidasjonshalvreaksjon 2 elektroner, men hver reduksjonshalvreaksjon krever 3, så oksidasjon må skje 3 ganger for hver 2. gang reduksjon skjer:
Resultatet er:
Trinn 5: Legg til begge halvreaksjonene for å få den balanserte nettoioniske ligningen.
Summen av disse to halvreaksjonene resulterer i den justerte nettoioniske ligningen i et surt medium:
Trinn 6 (kun for basisk medium): Konverter det sure mediet til et basisk medium.
På slutten av trinn 5 har vi allerede den justerte netto ioniske ligningen i et surt medium. Imidlertid kan reaksjonen skje i et basisk snarere enn et surt medium. Hvis dette er tilfelle, må forrige ligning transformeres til et grunnleggende medium. Dette gjøres gjennom tre enkle trinn:
- Legg til ett hydroksidion (OH – ) på hver side av ligningen for hvert proton (H + ) som er tilstede.
I vårt tilfelle må 8 hydroksidioner tilsettes fra hver side:
- Kombiner hydroksydene og protonene som er på samme side for å danne vannmolekyler.
I vårt tilfelle er det i reaktantene 8 hydroksider og 8 protoner som nøytraliseres for å danne 8 vannmolekyler:
- Om nødvendig, forenkle vannmolekylene som gjentas på begge sider av ligningen.
Dette siste trinnet resulterer i den balanserte nettoioniske ligningen i basisk medium. Når det gjelder reaksjonen som vi justerer, etter å ha dannet de 8 vannmolekylene, kan vi legge merke til at bare fire av disse åtte faktisk deltar i reaksjonen, siden de andre fire forblir uendret i produktene. Å forenkle disse fire repeterende vannmolekylene gir den justerte redoksligningen:
Trinn 7 (valgfritt): Legg til tilskuerionene for å få den generelle molekylære ligningen
Dette trinnet er ikke alltid nødvendig, siden den nettoioniske ligningen er en mer nøyaktig representasjon av den kjemiske prosessen som faktisk skjer. Det kan imidlertid være viktig for å utføre støkiometriske beregninger. I denne forstand, hvis du ønsker å få den globale molekylære ligningen, trenger du bare å legge til tilskuerionene som motioner av alle artene som vises i den netto ioniske ligningen.
I dette eksemplet er det eneste tilskuerionet kaliumkationet (K + ), så vi vil bruke det til å nøytralisere alle anionene som er tilstede i reaksjonen:
Til slutt, etter å ha forent de respektive ionene, får vi den justerte ligningen kun når det gjelder nøytrale arter:
Referanser
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kjemi (11. utgave). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Generalic, E. (2021, 22. januar). Balansering av redoksreaksjoner ved ione-elektronmetoden . periodni.com. https://www.periodni.com/en/method_of_semi-reactions.php
Lavado S., A., & Yenque D., JA (2005). Enhetlig prosedyre for å balansere redoksreaksjoner ved bruk av Ion-Electron-metoden . Redalyc. https://www.redalyc.org/pdf/816/81680214.pdf
