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Module 1: Reações de oxidação e Redução

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Balanceamento de Redox Equações

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Nós aprenderíamos como equilibrar equações para reações de redox em solução ácida usando meias equações em seis etapas.Etapa 1Nós estabelecemos a espécie contendo o átomo que é reduzido e o produto da redução.Escrevemos a mudança na forma de uma meia equação.O dicromato VI anão é reduzido para os íons cromados III.A mesma coisa é repetida para a espécie oxidada.O cloro livre é obtido por oxidação de íon cloreto.Etapa 2.Nós balanceamos os átomos que têm alterou seu estado de oxidação.Na reação de redução dobamos o número de íons de cromo III.Na reação de oxidação dobamos o número de íons cloreto.Etapa 3.Nós balanceamos oxigênio e átomos de hidrogênio.Se um átomo de oxigênio está faltando na equação, adicionamos uma molécula de água.Se na outra mão um átomo de hidrogênio está faltando, adicionamos um íon de hidrogênio.Assim na equação da redução do íon dicromato, adicionamos 7 H2O moléculas nos íons de R.H.S e 14 H + no do L.H.S da equação.Não há necessidade de adicionar H2O moléculas ou H + íons para a outra metade equação.Agora ambas as meias equações são balanceadas em termos de átomos.Etapa 4.Nós balanceamos a carga elétrica adicionando elétrons ao qual-sempre lado que é deficiente de elétrons.A carga total no L.H.S da equação de redução é de 14 (+ 1) para H + mais a carga do Cr2O72- íons, -2 que dá um total de +12. º No R.H.S da reação as únicas espécies eletricamente carregadas são os íons de cromo III.Então a carga total sobre o R.H.S. é duas vezes + 3 que é igual a +6.Para equilibrar a cargas adicionamos 6 elétrons no L.H.S.Na equação da metade de oxidação adicionamos dois elétrons no R.H.S.Etapa 5.Agora temos que nos certificar de que os números de elétrons perdidos e os elétrons obtidos são os mesmos.Para conseguir isso multiplicamos a meia equação de oxidação por 3.Etapa 6.adicionamos as meias equações juntas e eliminamos qualquer espécie que ocorra em ambos os lados dela.Assim, obtemos uma equação geral redox equilibrada.