3. Balansering av redoksreaksjoner (halvreaksjons metoden)

Transkript

1 Kapittel 4 Oksidasjon og reduksjons reaksjoner (redoks reaksjoner) 1. Definisjon av oksidasjon og reduksjon 2. Oksidasjonstall og regler 3. Balansering av redoksreaksjoner (halvreaksjons metoden)

2 Kapittel 3 Reaksjonsligninger og støkiometri (iii) Støkiometriske beregninger fra reaksjonsligning NB!!! Denne typen beregninger har en bare når en har reaksjoner som går fullstendig!! Begrensende reaktant: Den av reaktantene som en har forlite av, den som stopper reaksjonen (begrenser hvor mye produkt en får) Hvordan gjøre beregninger (finne hvor mye produkt det er mulig å få dannet): - Finn antall mol av alle reaktantene. - Fra støkiometrien i reaksjonsligningen kan en finne hvilke reaktant en har for lite av. En metode er å anta at en av reaktantene er begrensende og se om det stemmer (dvs se om en har nok av de andre reaktantene til at alt av denne reaktanten kan reagere) - Tar utgangspunkt i den som er begrensende og støkiometrien i reaksjonsligningen og finn hvor mye produkt det er mulig å få. Kapittel 4 Oksidasjon og reduksjons reaksjoner (redoks reaksjoner) 4. Definisjon av oksidasjon og reduksjon Oksidasjon: Avgivelse av elektron Na Na + + e - Reduksjon: Opptak av elektron ½ Cl 2 + e - Cl - Reduksjon og oksidasjon skjer ALLTID samtidig! Na + ½ Cl 2 Na + + Cl - Oksidasjonsmiddel: Det stoffet som blir redusert. Eksempel: Vi har reaksjonen Na + ½ Cl 2 Na + + Cl -. Klor har da oksidert Na til Na + og selv blitt redusert

3 Reduksjonsmiddel: Det stoffet som blir oksidert Eksempel: Vi har reaksjonen Na + ½ Cl 2 Na + + Cl -. Natrium har da redusert Cl 2 til Cl - og selv blitt oksidert 5. Oksidasjonstall og regler Oksidasjonstall: Tenkt ladning på grunnstoff. Oksidasjonstall blir brukt til å holde orden på elektronene i redoksreaksjoner. Regler for oksidasjonstall 1. Oksidasjonstall for alle frie element er 0 (O 2, N 2, C 60 ) 2. Oksidasjonstall for enkle monoatomiske ion er lik ladningen til ionet (Na + : +1, Cl - : -1, Mg 2+ : +2) 3. a) Summen av oksidasjonstallene for atomene i molekyl er 0 b) Summen av oksidasjonstallene for atomene i fleratomige ion er lik ladningen til ionet (SO 2-4 : -2) 4. Fluor har oksidasjonstall 1 5. Hydrogen har oksidasjonstall +1 } i kjemiske forbindelser 6. Oksygen har oksidsjonstall -2 Dersom der er konflikt mellom reglene så er det regelen med lavest nummer som gjelder I tillegg har grunnstoff i gruppe IA oksidasjonstall +1 og IIA +2 i kjemiske forbindelser Hvordan finne ut hva som er oksidert og redusert? Finner oksidasjonstallene til alle atomene i reaksjonen og ser hvilke som har endret oksidasjonstall i reaksjonen Reduksjon: Minke i oksidasjonstall - Oksidasjon: Økning i oksidasjonstall

4 Kapittel 4 Oksidasjon og reduksjons reaksjoner (redoks reaksjoner) 6. Balansering av redoksreaksjoner (halvreaksjons metoden) Halvreaksjonsmetoden. En metode for å balansere redoksreaksjoner Eksempel: Balanser følgende reaksjonsligning i surt miljø (overskudd av H + ) MnO Fe 2+? Fe 3+ + Mn Finn oksidasjonstall for alle elementene og hvilke element som blir redusert og hvilke blir oksidert MnO Fe 2+? Fe 3+ + Mn 2+ MnO 4 - har blitt redusert til Mn 2+ Fe 2+ har blitt oksidert til Fe Del ligningen i to halvreaksjoner: 1 reduksjon og 1 oksidasjon En plukker ut de forbindelsene der en har endring i oksidasjonstall og setter opp en reaksjon for reduksjon og en for oksidasjon (i) Fe 2+? Fe 3+ (ii) MnO - 4? Mn 2+ (oksidasjon) (reduksjon) 2. Balanser alle atom unntatt H og O I dette tilfellet er alle atom som ikke er H eller O balansert 3. Balanser O med H 2 O En legger til vann på den siden som mangler oksygen I (ii) har en 4 oksygen på venstre og ingen på høyre. En legger da til 4 vann på høgresiden (i) Fe 2+? Fe 3+ (ii) MnO 4 -? Mn H 2 O 4. Balanser H med H +

5 En legger til H + på den siden som mangler hydrogen I (ii) har en 8 hydrogen på høgresiden og ingen på venstre. En legger da til 8 H + på venstresiden (i) Fe 2+? Fe 3+ (ii) MnO H +? Mn H 2 O 5. Balanser oksidasjonstall for halvreaksjonene (med elektron, e - ) En legger til e - på den siden en har for høyt oksidasjonstall I (i) har en +2 på venstre og +3 på høgre siden legger til 1e- på høgre side I (ii) har en +7 på venstre og +2 på høgre siden. En legger til 5e- på venstre side (i) Fe 2+? Fe 3+ +e - (ii) MnO H + + 5e -? Mn H 2 O 6. Balanser e - tall opp og avgitt og legg sammen de to halvreaksjonene Antall elektron tatt opp og avgitt må være likt. Vi ganger halvreaksjonene med passende tall for å oppnå dette. I dette tilfellet må vi gange (i) med 5 og (ii) med 1. (i) 5Fe 2+? 5Fe 3+ +5e - (ii) MnO H + + 5e -? Mn H 2 O Totalreaksjon 5Fe 2+ + MnO H +? 5Fe 3+ + Mn H 2 O 7. Stryk alt som er likt på de to sidene Ingenting er likt på høgre og venstre side. 8. For basiske system: Legg til samme antall OH - (på begge sider) som der er H +. Denne regelen gjelder bare for reaksjoner som skjer i basisk miljø. Eksempel på bruk av regel 8: Vi har en reaksjonsligning der vi har gått gjennom steg 0 til 7 og har då kommet fram til følgende reaksjonsligning 8CN - + 4Ag + O 2 + 4H +? 4Ag(CN) H 2 O

6 Denne reaksjonene skjer bare i basisk miljø dvs. en må ha overskudd av OH -. En kan da ikke ha en reaksjonsligning som inneholder H +. Ifølge regel 8. skal vi tilsette like mange OH- på begge sider som der er H + på den ene siden. I dette tilfellet betyr det at vi må legge til 4OH - på begge sider 8CN - + 4Ag + O 2 + 4H + + 4OH -? 4Ag(CN) H 2 O + 4OH - OH - og H + vil reagere med hverandre og danne H 2 O 8CN - + 4Ag + O 2 + 4H 2 O? 4Ag(CN) H 2 O + 4OH - Reaksjonen er nå balansert for basisk reaksjon, men vi har fått vann på begge sider vi går derfor tilbake til regel 7 og stryker det som er likt. En vil då gå følgende reaksjonsligning 8CN - + 4Ag + O 2 + 2H 2 O? 4Ag(CN) OH -