Tabla de Contenidos
Reakcje redoks lub reakcje redukcji tlenków to procesy chemiczne, w których zachodzą transfery netto elektronów z jednego związku chemicznego, który jest utleniany, do innego, który jest redukowany . Ten typ reakcji jest trudny do dostosowania tradycyjnymi metodami, takimi jak próba i błąd, dlatego opracowano metody alternatywne, które ułatwiają ten proces. Jedną z takich metod jest metoda półreakcyjna, znana również jako metoda elektronowo-jonowa .
Jaka jest metoda reakcji połówkowych lub jonu elektronowego?
Metoda półreakcji składa się z zestawu kroków, które należy wykonać, aby zrównoważyć lub dostosować równania reakcji redoks. Metoda ta opiera się na założeniu, że procesy redoks w rzeczywistości składają się ze sprzężenia dwóch procesów, które można rozpatrywać oddzielnie, a mianowicie utleniania i redukcji.
W metodzie reakcji połówkowych lub metodzie jonu elektronowego równania reakcji połówkowych utleniania i redukcji są dostosowywane oddzielnie, aby później połączyć oba równania w już zbilansowane równanie globalne.
Półreakcje utleniania i redukcji
Utlenianie to proces chemiczny, podczas którego atom lub grupa atomów traci lub uwalnia jeden lub więcej elektronów . Ten proces z konieczności pociąga za sobą wzrost stopnia utlenienia niektórych atomów tworzących pierwotny gatunek.
Z drugiej strony redukcja jest rozumiana jako proces przeciwny do utleniania. Redukcja to proces chemiczny, podczas którego związek chemiczny otrzymuje jeden lub więcej elektronów . Kiedy tak się dzieje, stopień utlenienia niektórych atomów tworzących ten związek chemiczny zmniejsza się, ponieważ otrzymuje on elektron o ładunku ujemnym.
Dwie połowy tego samego procesu
Wolne elektrony są wyjątkowo niestabilnymi formami, więc reakcja utleniania jest procesem, który nie może zachodzić niezależnie, z wyjątkiem bardzo szczególnych warunków. Innymi słowy, nie może się zdarzyć, że atom spontanicznie uwalnia elektron bez dalszych ceregieli i że elektron ten pozostaje, że tak powiem, „unosząc się wokoło”. Dzieje się tak tylko w warunkach wysokoenergetycznych, takich jak plazma, lub gdy materiał jest bombardowany jakimś rodzajem promieniowania wysokoenergetycznego. W konsekwencji reakcje utleniania mogą zachodzić tylko wtedy, gdy w tym samym czasie inny gatunek jest w stanie przyjąć uwolnione elektrony.
W związku z tym utlenianie i redukcja nie mogą być uważane za reakcje chemiczne same w sobie, ale raczej za dwie połowy tego samego procesu, dlatego nazywane są półreakcjami lub półreakcjami, chociaż ta ostatnia Termin jest rzadko używany w hiszpańska literatura chemiczna.
Metoda półreakcji do regulacji reakcji redoks
Następnie zostaną szczegółowo opisane kroki mające na celu zbilansowanie równania reakcji redoks przy użyciu metody elektronowo-jonowej lub metody połowicznej reakcji.
Należy zauważyć, że metoda ta dopuszcza dwa warianty w zależności od tego, czy reakcję prowadzi się w środowisku kwaśnym, czy zasadowym. W większości literatury te dwie metody są wyszczególnione oddzielnie, wykonując nieco inne kroki na różnych etapach procesu. Jednak reakcję z regulacją redoks w środowisku kwaśnym można łatwo przekształcić w środowisko zasadowe za pomocą trzech bardzo prostych etapów. Z tego powodu uważamy, że wygodniej jest nauczyć się przeprowadzać reakcje w środowisku kwaśnym (co jest łatwiejsze), a następnie w razie potrzeby przekształcić je w środowisko zasadowe.
Aby zilustrować ten proces, dopasujemy następującą reakcję redoks zachodzącą w ośrodku podstawowym:
Krok 0 (opcjonalnie): Dysocjuj wszystkie rozpuszczone związki jonowe, aby otrzymać równanie jonowe
Proces regulacji metodą jonów elektronowych jest znacznie prostszy, jeśli wszystkie jony widza są wykluczone z półreakcji, to znaczy wszystkie te jony, które nie biorą bezpośredniego udziału w utlenianiu lub redukcji, ale mimo to są obecne w reakcji. część oryginalnych związków jonowych.
Pierwszym krokiem w tym kierunku jest dysocjacja wszystkich rozpuszczonych związków jonowych, czyli soli, kwasów i zasad. Te jony, które pojawiają się po obu stronach równania całkowicie niezmienione, będą jonami obserwatora. W przypadku naszego przykładu równanie jonowe będzie wyglądać następująco:
Patrząc na to równanie, jasne jest, że kation potasu nie bierze udziału w reakcji i dlatego jest jonem obserwatora. Wtedy równanie jonowe netto, które dostosujemy po wyeliminowaniu tego jonu, będzie miało postać:
Ten krok nie zawsze jest konieczny, ponieważ w niektórych przypadkach zaczynamy bezpośrednio od netto równania jonowego (tego, w którym nie ma już jonów widza), a w innych równanie jest tak proste, że obecność tych jonów nie ingerować w proces regulacji reakcji.
Krok 1: Zidentyfikuj gatunki, które są utleniane i redukowane.
Kolejnym krokiem jest określenie stopnia utlenienia wszystkich atomów występujących w równaniu chemicznym, aby wiedzieć, które atomy uległy zmianie w stopniu utlenienia. Musi koniecznie istnieć co najmniej jeden atom, który jest utleniony i jeden, który jest zredukowany, i może to być nawet ten sam atom (w takim przypadku mamy do czynienia ze szczególnym typem reakcji redoks zwanej dysmutacją).
Celem tego artykułu nie jest pełne wyjaśnienie sposobu określania stopni utlenienia, ale jako podstawowe zasady pamiętajmy, że:
- Substancje elementarne mają stopień utlenienia 0.
- Stopień utlenienia jednoatomowych kationów i anionów odpowiada ich ładunkowi.
- We wszystkich tlenkach i oksyanionach tlen ma -2 stopnie utlenienia.
- Z wyjątkiem wodorków, gdzie stopień utlenienia wynosi -1, wodór zawsze ma stopień utlenienia +1 we wszystkich związkach, których jest częścią.
- Pozostałe stopnie utlenienia są obliczane w taki sposób, aby suma wszystkich stopni utlenienia odpowiadała ładunkowi netto danych związków.
Poniższe równanie przedstawia stopnie utlenienia wszystkich związków biorących udział w naszym przykładzie:
Jak widać, atomy zmieniające stopnie utlenienia to mangan i jod. Mangan w jonie nadmanganianowym jest redukowany z +7 do +4, podczas gdy jodek jest utleniany do elementarnego jodu, przechodząc od stopnia utlenienia -1 do 0.
Krok 2: Podziel całą reakcję na półreakcje utleniania i redukcji.
Teraz, gdy wiemy, które gatunki są utleniane i redukowane, możemy podzielić ogólną reakcję na dwie połówki reakcji:
Należy zauważyć, że ponieważ jony wodorotlenkowe nie są bezpośrednio zaangażowane w proces utleniania lub redukcji, nie zostały uwzględnione w żadnej z półreakcji.
Krok 3: Oddzielnie zrównoważ obie reakcje połówkowe, tak jakby były w środowisku kwaśnym.
Jak wyjaśniono na początku, niezależnie od tego, czy reakcja zachodzi w środowisku kwaśnym, czy zasadowym, zaczniemy ją dostosowywać tak, jakby zachodziła w środowisku kwaśnym. Później, jeśli zajdzie taka potrzeba, zostanie przekształcony w medium podstawowe. Regulacja połowicznych reakcji w środowisku kwaśnym składa się z następujących 5 kroków, które można zastosować jednocześnie do obu połowicznych reakcji:
- Dostosuj liczbę atomów, które zmieniają stopnie utlenienia.
W naszym przypadku redukcja nie powoduje żadnych zmian, ponieważ po każdej stronie jest jeden mangan, ale utlenianie:
- Dostosuj do czegokolwiek innego niż tlen lub wodór, dodając jony widza, jeśli to konieczne.
W naszym przykładzie nie jest to konieczne, ponieważ na początku usuwamy wszystkie jony widza.
- Dostosuj liczbę atomów tlenu, dodając cząsteczki wody tam, gdzie ich brakuje.
W naszym przypadku konieczne jest dostosowanie liczby atomów tlenu w półreakcji redukcji, ale nie w utlenianiu:
- Dostosuj liczbę wodorów, dodając protony (H + ) tam, gdzie ich brakuje:
Ponownie utlenianie pozostaje niezmienione, ponieważ nie obejmuje atomów wodoru, ale w redukcji musimy je dostosować:
- Dostosuj całkowity ładunek elektryczny, dodając elektrony (e – ) tam, gdzie brakuje ładunków ujemnych lub nadmiar ładunków dodatnich (Wskazówka: prawie zawsze znajdują się po tej samej stronie co protony):
Jak widać, w reakcji połówkowej redukcji ładunek netto na produktach wynosi 0, ale na reagentach jest ładunek netto +4 – 1 = +3, czyli są nadwyżki ładunków dodatnich. Z tego powodu musimy dodać trzy elektrony po stronie reagentów, aby skompensować ten nadmiarowy ładunek:
Z drugiej strony, w przypadku utleniania po stronie reagentów występuje ładunek wypadkowy –2 i 0 po stronie produktów, więc na produktach nie ma ładunków ujemnych, więc dla równowagi należy dodać 2 elektrony po tej stronie zarzuty:
Wskazówka
Należy zauważyć, że dodawanie elektronów w tej procedurze (traktując je tak, jakby były jonami, stąd nazwa metody jonowo-elektronowej) odbywa się niezależnie od stopni utlenienia różnych zaangażowanych związków. Istotne jest jednak, aby liczba elektronów i ich rozmieszczenie odpowiadały obserwowanym zmianom stopni utlenienia.
Tak więc w półreakcjach redukcji elektrony muszą zawsze znajdować się po lewej stronie równania, aw utlenianiach zawsze po prawej stronie, jak to miało miejsce w naszym przykładzie.
Ponadto liczba elektronów musi odpowiadać zmianie stopnia utlenienia. Mangan jest redukowany z +7 do +4, więc następuje zmiana jego stopnia utlenienia o -3, co jest zgodne z dodaniem 3 elektronów. W przypadku jodku zmienia się to od -1 do 0, co odpowiada zmianie +1, ale są dwa jodki, więc uwalniane są dwa elektrony zamiast jednego, jak pokazano w odpowiednim równaniu.
Krok 4: Pomnóż każdą połówkę reakcji przez liczbę elektronów w drugiej, upraszczając współczynniki, jeśli to możliwe.
Ten krok ma na celu wyrównanie liczby elektronów uwalnianych podczas utleniania z liczbą elektronów wychwyconych przez redukcję. Gwarantuje to, że na końcu reakcji nie ma „sierocych” elektronów lub że nie brakuje elektronów. Jeśli obie reakcje połówkowe uwalniają lub pochłaniają tę samą liczbę elektronów, ten krok nie jest konieczny.
W naszym przykładzie każda półreakcja utleniania uwalnia 2 elektrony, ale każda półreakcja redukcji wymaga 3 elektronów, więc utlenianie musi wystąpić 3 razy na każde 2-krotna redukcja:
Wynik to:
Krok 5: Dodaj obie reakcje połówkowe, aby uzyskać zrównoważone równanie jonowe netto.
Suma tych dwóch reakcji połówkowych daje skorygowane równanie jonowe netto w środowisku kwaśnym:
Krok 6 (tylko dla podłoża podstawowego): Przekształcić podłoże kwaśne w podłoże zasadowe.
Pod koniec kroku 5 mamy już skorygowane równanie jonowe netto w środowisku kwaśnym. Jednak reakcja może zachodzić w środowisku zasadowym, a nie kwaśnym. W takim przypadku poprzednie równanie należy przekształcić do ośrodka podstawowego. Odbywa się to w trzech prostych krokach:
- Dodaj jeden jon wodorotlenkowy (OH – ) po każdej stronie równania dla każdego obecnego protonu (H + ).
W naszym przypadku należy dodać 8 jonów wodorotlenkowych z każdej strony:
- Połącz wodorotlenki i protony znajdujące się po tej samej stronie, aby utworzyć cząsteczki wody.
W naszym przypadku w reagentach znajduje się 8 wodorotlenków i 8 protonów, które są neutralizowane, tworząc 8 cząsteczek wody:
- Jeśli to konieczne, uprość cząsteczki wody, które powtarzają się po obu stronach równania.
Ten ostatni krok skutkuje zrównoważonym równaniem jonowym netto w ośrodku podstawowym. W przypadku reakcji, którą dostosowujemy, po utworzeniu 8 cząsteczek wody możemy zauważyć, że tylko cztery z tych ośmiu faktycznie biorą udział w reakcji, ponieważ pozostałe cztery pozostają niezmienione w produktach. Uproszczenie tych czterech powtarzających się cząsteczek wody daje skorygowane równanie redoks:
Krok 7 (opcjonalnie): Dodaj jony widza, aby uzyskać ogólne równanie molekularne
Ten krok nie zawsze jest konieczny, ponieważ równanie jonowe netto jest dokładniejszym odzwierciedleniem faktycznie zachodzącego procesu chemicznego. Jednak może to być ważne przy przeprowadzaniu obliczeń stechiometrycznych. W tym sensie, jeśli chcesz uzyskać globalne równanie molekularne, wystarczy dodać jony widza jako przeciwjony wszystkich gatunków, które pojawiają się w równaniu jonowym netto.
W tym przykładzie jedynym jonem widza jest kation potasu (K + ), więc użyjemy go do zneutralizowania wszystkich anionów obecnych w reakcji:
Wreszcie, po połączeniu odpowiednich jonów, otrzymujemy skorygowane równanie tylko w odniesieniu do gatunków obojętnych:
Bibliografia
Chang, R. i Goldsby, K. (2013). Chemia (wyd. 11). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Generalic, E. (2021, 22 stycznia). Bilansowanie reakcji redoks metodą jonowo-elektronową . periodni.com. https://www.periodni.com/en/method_of_semi-reactions.php
Lavado S., A. i Yenque D., JA (2005). Ujednolicona procedura równoważenia reakcji redoks metodą jonowo-elektronową . Redalyc. https://www.redalyc.org/pdf/816/81680214.pdf
