Étapes de la méthode de l'équilibre redox, exemples, exercices

Il Méthode d'équilibrage redox C'est celui qui permet d'équilibrer les équations chimiques des réactions redox, qui seraient autrement un mal de tête. Ici, un ou plusieurs espèces échangent des électrons; Celui qui les donne ou les perd est appelé espèce oxydante, tandis que celui qui les accepte ou les gagne, une espèce réductrice.

Dans cette méthode, il est essentiel de connaître le nombre d'oxydation de ces espèces, car ils révèlent combien d'électrons ont gagné ou perdu par MOL. Grâce à cela, il est possible d'équilibrer les charges électriques en écrivant dans les équations les électrons comme s'ils étaient des réactifs ou des produits.

Semi-semi-réactions d'une réaction redox avec les trois protagonistes pendant leur équilibre: H +, H2O et OH-. Source: Gabriel Bolívar.

L'image supérieure montre comment les électrons^- Ils sont placés comme réactifs lorsque les espèces oxydantes les gagnent; Et comme produits lorsque l'espèce réductrice les perd. Notez que pour équilibrer ce type d'équations, il est nécessaire de maîtriser les concepts de nombres d'oxydation et d'oxydation.

L'espèce H⁺, H₂Ou et oh^-, Selon le pH du milieu de réaction, il permet un équilibrage redox, il est donc très courant de les trouver dans les exercices. Si le milieu est acide, nous nous tournons en h⁺; Mais si au contraire, le support est basique, alors nous utilisons l'OH^- Pour équilibrage.

La nature de la réaction elle-même dicte ce que devrait être le pH du milieu. C'est pourquoi, bien qu'il puisse être équilibré en supposant un milieu acide ou de base, l'équation équilibrée finale indiquera si les ions H sont ou non improbables ou non⁺ et oh^-.

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Pas

- Général

Vérifiez les numéros d'oxydation des réactifs et des produits

Supposons l'équation chimique suivante:

Cu (s) + agno₃(Ac) → Cu (non₃)₂ + AG (s)

Cela correspond à une réaction redox, dans laquelle un changement dans le nombre d'oxydation des réactifs se produit:

Cu⁰(s) + AG⁺NON₃(Ac) → Cu²⁺(NON₃)₂ + AG (s)⁰

Identifier les espèces oxydantes et réductrices

L'espèce oxydante gagne des électrons oxydant les espèces réductrices. Par conséquent, son nombre d'oxydation diminue: il devient moins positif. Pendant ce temps, le nombre d'oxydation des espèces réductrices augmente, car il perd les électrons: il devient plus positif.

Ainsi, dans la réaction précédente, le cuivre est oxydé, car il passe de Cu⁰ à cu²⁺; Et l'argent est réduit, car il va de l'Ag⁺ A AG⁰. Le cuivre est l'espèce réductrice et argent les espèces oxydantes.

Écrivez les semi-réactions et équilibrez les atomes et les charges

Identifiant quelles espèces gagnent ou perdent des électrons, les semi-réactions redox sont écrites pour la réaction de réduction et l'oxydation:

Cu⁰ → Cu²⁺

Agir⁺ → AG⁰

Le cuivre perd deux électrons, tandis que Silver en gagne un. Nous plaçons les électrons dans les deux semi-réactions:

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Cu⁰ → Cu²⁺ + 2E^-

Agir⁺ + et^- → AG⁰

Notez que les charges restent équilibrées dans les deux semi-réactions; Mais s'ils étaient ajoutés, la loi de conservation de la matière serait violée: le nombre d'électrons doit être le même dans les deux semi-réactions. Par conséquent, la deuxième équation est multipliée par 2 et les deux équations sont ajoutées:

(Cu⁰ → Cu²⁺ + 2E^-) x 1

(Ag⁺ + et^-  → AG⁰) x 2 

Cu⁰ + 2ag⁺ + 2E^- → Cu²⁺ + 2ag⁰ + 2E^-

Les électrons sont annulés pour être sur les côtés des réactifs et des produits:

Cu⁰ + 2ag⁺ → Cu²⁺ + 2ag⁰

C'est l'équation ionique mondiale.

Remplacer les coefficients de l'équation ionique dans l'équation générale

Enfin, les coefficients stoechiométriques de l'équation précédente se déplacent vers la première équation:

Cu (s) + 2agno₃(Ac) → Cu (non₃)₂ + 2ag (s)

Notez que le 2 a été positionné avec l'Agno₃ Parce que dans ce sel, l'argent est comme AG⁺, Et il en va de même pour Cu (non₃)₂. Si cette équation n'est pas équilibrée à la fin, le score est réalisé.

L'équation proposée dans les étapes précédentes aurait pu être équilibrée directement par Tanteo. Cependant, il existe des réactions redox qui nécessitent un milieu acide (H⁺) ou basique (oh^-) avoir lieu. Lorsque cela se produit, il ne peut pas être équilibré en supposant que le milieu est neutre; comme il vient d'être affiché (il n'a pas été ajouté ou h⁺ Et soit oh^-).

D'un autre côté, il est pratique de savoir que les semi-réactions ont écrit les atomes, les ions ou les composés (principalement des oxydes) dans lesquels des changements dans les nombres d'oxydation se produisent. Cela sera mis en évidence dans la section des exercices.

- Équilibrage dans un milieu acide

Lorsque le milieu est acide, vous devez vous arrêter aux deux semi-réactions. Cette fois, au moment de l'équilibre, nous ignorons les atomes d'oxygène et d'hydrogène, ainsi que des électrons. Les électrons s'équilibreront à la fin.

Ensuite, du côté de la réaction avec moins d'atomes d'oxygène, nous ajoutons des molécules d'eau pour compenser. De l'autre côté, nous équilibrons les hydrogènes avec des ions H⁺. Et enfin, nous ajoutons les électrons et continuons après les étapes générales déjà exposées.

- Équilibrer en milieu de base

Lorsque le milieu est basique, il est de la même manière que dans l'environnement acide avec une petite différence: cette fois sur le côté où il y a plus d'oxygène, une molécule d'eau égale à cet excès d'oxygène sera située; Et de l'autre côté, oh ions^- Pour compenser les hydrogènes.

Enfin, l'équilibre des électrons, les deux semi-réactions sont ajoutées et les coefficients de l'équation ionique globale dans l'équation générale sont remplacés.

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Exemples

Les équations redox suivantes sans équilibre et équilibrées servent d'exemples pour observer la quantité de changement après avoir appliqué cette méthode d'équilibrage:

P₄ + CLO^- → PO₄^3- + CL^- (sans équilibre)

P₄ + 10 CLO^- + 6 h₂O → 4 PO₄^3- + 10 CL^- + 12 h⁺ (Demi-acide équilibré)

P₄ + 10 CLO^- + 12 oh^- → 4 PO₄^3- + 10 CL^- + 6 h₂O (support de base équilibré)

Toi₂ + Kno₃ → I^- + Kio₃ + NON₃^- (sans équilibre)

3i₂ + Kno₃ + 3h₂O → 5i^- + Kio₃ + NON₃^- + 6h⁺ (Demi-acide équilibré)

Croisement₂SOIT₂^7- + HNO₂ → CR³⁺ + NON₃^- (sans équilibre)

3hno₂ + 5h⁺ + Croisement₂SOIT₂^7- → 3NO₃^- +2cr³⁺ + 4h₂O (équilibre des acides équilibrés)

Exercices

Exercice 1

Équilibrez l'équation suivante en milieu de base:

Toi₂ + Kno₃ → I^- + Kio₃ + NON₃^-

Étapes générales

Nous commençons par écrire le nombre d'oxydation de l'espèce que nous soupçonnons que nous avons rouillé ou réduit; Dans ce cas, les atomes d'iode:

Toi₂⁰ + Kno₃ → I^- + Ki⁵⁺SOIT₃ + NON₃^-

Notez que l'iode s'oxyde et est en même temps réduit, nous procédons donc à l'écriture de ses deux semi-réactions respectives:

Toi₂ → I^- (Réduction, pour chaque je^- 1 électron est consommé)

Toi₂  → Io₃^- (Oxydation, pour chaque IO₃^- 5 électrons sont libérés)

En oxydation semi -light, nous plaçons l'anion io₃^-, Et pas à l'atome de l'iode comme je⁵⁺. Nous équilibrons les atomes d'iode:

Toi₂ → 2i^-

Toi₂  → 2₃^-

Équilibrer en milieu de base

Maintenant, nous nous concentrons sur le swing en milieu de base, la semi-réaction de l'oxydation, car elle a une espèce oxygénée. Nous ajoutons sur le côté des produits le même nombre de molécules d'eau telles que les atomes d'oxygène:

Toi₂  → 2₃^- + 6h₂SOIT

Et sur le côté gauche, nous équilibrons les hydrogènes avec OH^-:

Toi₂  + 12h^- → 2₃^- + 6h₂SOIT

Nous écrivons les deux semi-réactions et ajoutons les électrons manquants pour équilibrer les charges négatives:

Toi₂ + 2E^- → 2i^-

Toi₂  + 12h^- → 2₃^- + 6h₂O + 10E^-

Nous avons fait correspondre les deux numéros d'électrons dans les deux semi-réactions et les ajouter:

(Yo₂ + 2E^- → 2i^-) x 10

(Yo₂  + 12h^- → 2₃^- + 6h₂O + 10E^-) x 2

12i₂ + 24 oh^- + 20E^- → 20i^- + 4e₃^- + 12h₂O + 20E^-

Les électrons sont annulés et divisés tous les coefficients par quatre pour simplifier l'équation ionique globale:

(12i₂ + 24 oh^-  → 20i^- + 4e₃^- + 12h₂O) x ¼

3i₂ + 6OH^- → 5i^- + Io₃^- + 3h₂SOIT

Et enfin, nous remplaçons les coefficients de l'équation ionique dans la première équation:

3i₂ + 6OH^- + Kno₃ → 5i^- + Kio₃ + NON₃^- + 3h₂SOIT

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L'équation est déjà équilibrée. Comparez ce résultat avec l'équilibrage dans un milieu acide de l'exemple 2.

Exercice 2

Équilibrez l'équation suivante en milieu acide:

Foi₂SOIT₃ + CO → FE + CO₂

Étapes générales

Nous observons le nombre d'oxydation de fer et de carbone pour savoir lequel des deux a oxydé ou réduit:

Foi₂³⁺SOIT₃ + C²⁺O → foi⁰ + C⁴⁺SOIT₂

Le fer a été réduit, c'est donc les espèces oxydantes. Pendant ce temps, le carbone a rouillé, se comportant comme les espèces réductrices. Les semi-réactions pour l'oxydation et la rédition concernant sont:

Foi₂³⁺SOIT₃ → foi⁰  (Réduction, pour chaque foi 3 électrons sont consommés)

CO → CO₂ (Oxydation, pour chaque CO₂ 2 électrons sont libérés)

Notez que nous écrivons l'oxyde, la foi₂SOIT₃, Parce qu'il contient la foi³⁺, Au lieu de simplement placer la foi³⁺. Nous équilibrons les atomes qui sont nécessaires sauf l'oxygène:

Foi₂SOIT₃ → 2FE

CO → CO₂

Et l'équilibrage est effectué dans l'acide dans les deux semi-réactions, car il existe des espèces oxygénées entre les deux.

Équilibrage dans un milieu acide

Nous ajoutons de l'eau pour équilibrer l'oxygène, puis h⁺ Pour équilibrer les hydrogènes:

Foi₂SOIT₃ → 2FE + 3H₂SOIT

6h⁺ +  Foi₂SOIT₃ → 2FE + 3H₂SOIT

CO + H₂O → CO₂

CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺

Maintenant, nous équilibrons les charges en plaçant les électrons impliqués dans les semi-réactions:

6h⁺ +  6E^- + Foi₂SOIT₃ → 2FE + 3H₂SOIT

CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺ + 2E^-

Nous correspondons au nombre d'électrons dans les deux semi-réactions et les ajoutons:

(6h⁺ +  6E^- + Foi₂SOIT₃ → 2FE + 3H₂O) x 2

(CO + H₂O → CO₂ + 2h⁺ + 2E^-) x 6

12 h⁺ + 12E^- + 2fe₂SOIT₃ + 6CO + 6H₂O → 4FE + 6H₂O + 6CO₂ + 12h⁺ + 12E^-

Nous annulions les électrons, les ions h⁺ Et les molécules d'eau:

2fe₂SOIT₃ + 6CO → 4FE + 6CO₂

Mais ces coefficients peuvent être divisés par deux pour simplifier encore plus l'équation, ayant:

Foi₂SOIT₃ + 3CO → 2FE + 3CO₂

Cette question se pose: l'équilibrage redox pour cette équation était nécessaire? Par Tanteo ça aurait été beaucoup plus rapide. Cela montre que cette réaction se déroule de manière interchangeable à partir du pH moyen.

Les références

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