Vsebina

• Navodila
• Kaj potrebujete

Redoks oksidacijske reakcije ali redoks reakcije so pogoste v kemiji. Pri teh reakcijah element sprosti elektrone (oksidacijo), ki se nato združi z drugim elementom (redukcijo). Kljub nomenklaturi kisik v procesu oksidacije ni potreben. Reševanje redoks enačbe vključuje delitev reakcije na dve "pol-reakciji". Prenos elektrona iz enega elementa v drugega pomeni, da polovica teh pol-reakcij ne more biti neodvisna. Preden lahko uravnotežite prvotno enačbo, je potrebno uravnotežiti oksidacijo in zmanjšati polovične reakcije.

Navodila

1. Napišite reakcijsko enačbo in vnesite oksidacijske številke za vsak element. Oksidacijska števila bodo enaka ionskemu naboju ali molekuli, bodisi pozitivni ali negativni, vendar to ni vedno tako. Nekatere periodne tabele navajajo najpogostejše oksidacijske številke za vsako. Formalna pravila za dodelitev oksidacijskih števil lahko dobimo s preučevanjem atomske strukture in Lewisove strukture. Z oksidacijskimi številkami v oglatih oklepajih: Cu [0] + H [1+] N [5+] O3 [2-] --- > [2+] O [2+] (N [5+] O3 [2 -]) 2 + N [2+] O [2-

2. Določite, kateri od elementov so oksidirani in ki so zmanjšani, nato napišite pol-reakcije oksidacije in redukcije. V tem primeru se oksidacijsko število "N" giblje od "5+" do "2+" in ker je sprememba na manjše število, dušik pridobiva "e" elektrone. Tako se dušik zmanjša. Ker je razlika med oksidacijskimi števili tri, je redukcijska pol-reakcija: N [5+] + 3e [-] ---> N [2+] Prav tako je oksidacijsko število Cu se spremeni iz "0" v "2+", kar pomeni, da pridobiva elektrone. Dobljena reakcija oksidacije je: Cu [0] ---> Cu [2+] + 2e [-]

   
   

3. Uravnovesite pol-reakcije tako, da pomnožite vsak faktor z enakim številom elektronov v obeh reakcijah. V tem primeru obstajata dva elektrona v eni polovici reakcije in trije v drugem. Najenostavnejša metoda je pomnožitev oksidacijske pol-reakcije s številom elektronov v redukcijski pol-reakciji in obratno. Tukaj sta dva elektrona v oksidacijski pol-reakciji, zato morate redukcijsko polovično reakcijo pomnožiti z dvema: 2N [5+] + 6e [-] ---> 2N [2+] Z uporabo iste metode pomnožite oksidacijska polovična reakcija s tremi: 3Cu [0] ---> 3Cu [2+] + 6e [-]

4. Združite dve uravnoteženi reakciji. 3Cu [2+] + 6e [-] + 2N [2+] Ker se 6e [-] pojavi na obeh straneh puščice, izničijo se. 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] To je le del redoksa rešitve. Uporabite te rezultate, da dobite popolno rešitev v izvirni enačbi.

5. Uporabite koeficiente redoks-raztopine v izvirni enačbi, ki jo želite uporabiti le, če se ujema z elementom in njegovo oksidacijsko številko. Če se par oksidacijskih številk elementov pojavi več kot enkrat v izvirni enačbi, vnesite koeficient za ta par, kjer je prisoten. V tem primeru se "N [5+]" pojavlja dvakrat v izvirni enačbi, tako da ne dobi koeficienta. Redoks raztopina: 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Originalna enačba z oksidacijskim številom: Cu [0] + H [1+] N [5+] O [2+] O [2+] O [2-] + H2 [1+] O [2 -] dodani koeficienti: 3Cu + HNO3 ---> 3Cu (NO3) + 2NO + H2O

   
   

6. Preostanek enačbe uravnotežite s pregledom. V tem primeru molekula HNO3 na levi strani potrebuje koeficient osem, H2O na desni strani pa potrebuje koeficient štirih za uravnoteženje enačbe. 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

Kaj potrebujete

• Pen / svinčnik
• Papir
• Periodni sistem